Bilanciamento redox: metodo delle semireazioni passo per passo
8 Settembre 2026 · Mario Lomele
Il bilanciamento redox è il punto in cui il metodo per tentativi smette di funzionare. Quando in una reazione ci sono trasferimenti di elettroni, il conteggio degli atomi da solo non basta: bisogna pareggiare anche le cariche. Il metodo delle semireazioni risolve il problema in modo meccanico.
Che cos’è una reazione redox
Una reazione di ossidoriduzione comporta un trasferimento di elettroni fra due specie:
- l’ossidazione è una perdita di elettroni, con aumento del numero di ossidazione;
- la riduzione è un acquisto di elettroni, con diminuzione del numero di ossidazione.
Le due avvengono sempre insieme: chi si ossida è il riducente, chi si riduce è l’ossidante. Una memoria utile: ossidazione = perdita, riduzione = acquisto.
Le regole per i numeri di ossidazione
Prima di bilanciare bisogna riconoscere chi si ossida e chi si riduce. Le regole essenziali:
- elemento allo stato libero: 0;
- ione monoatomico: pari alla sua carica;
- idrogeno: +1, tranne negli idruri metallici dove è −1;
- ossigeno: −2, tranne nei perossidi dove è −1 e nei composti con il fluoro;
- metalli alcalini +1, alcalino-terrosi +2;
- la somma dei numeri di ossidazione è 0 in una molecola neutra e pari alla carica in uno ione.
Il metodo delle semireazioni
- Assegna i numeri di ossidazione e individua le specie che cambiano.
- Scrivi le due semireazioni, una di ossidazione e una di riduzione.
- Bilancia gli atomi diversi da ossigeno e idrogeno.
- Bilancia l’ossigeno aggiungendo H₂O dal lato che ne ha meno.
- Bilancia l’idrogeno aggiungendo ioni H⁺.
- Bilancia le cariche aggiungendo elettroni.
- Pareggia gli elettroni moltiplicando le semireazioni per numeri opportuni.
- Somma le due semireazioni e semplifica.
- Se l’ambiente è basico, aggiungi a entrambi i membri tanti OH⁻ quanti sono gli H⁺ e combina H⁺ e OH⁻ in acqua.
Esempio in ambiente acido
Permanganato e ione ferroso: MnO₄⁻ + Fe²⁺ in ambiente acido danno Mn²⁺ + Fe³⁺.
Riduzione: il manganese passa da +7 a +2, quindi acquista cinque elettroni. Bilanciando ossigeno e idrogeno si ottiene MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O.
Ossidazione: Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1 e⁻.
Per pareggiare gli elettroni si moltiplica l’ossidazione per cinque. Sommando: MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O.
Esempio in ambiente basico
Si procede allo stesso modo fino al bilanciamento in ambiente acido, poi si converte. Se nell’equazione finale compaiono, per esempio, 4 H⁺ a sinistra, si aggiungono 4 OH⁻ a entrambi i membri: a sinistra H⁺ e OH⁻ si combinano dando acqua, a destra restano gli ioni idrossido. Infine si semplificano le molecole d’acqua presenti da entrambe le parti.
Come riconoscere ossidante e riducente
- l’ossidante è la specie che si riduce, cioè acquista elettroni;
- il riducente è la specie che si ossida, cioè cede elettroni.
Ossidanti tipici sono permanganato, dicromato, acqua ossigenata, alogeni; riducenti tipici sono metalli, ioni ferrosi, solfiti, idrogeno.
Gli errori più frequenti
- dimenticare di bilanciare le cariche e fermarsi agli atomi;
- aggiungere H⁺ in ambiente basico o OH⁻ in ambiente acido;
- non pareggiare il numero di elettroni fra le due semireazioni;
- sbagliare il numero di ossidazione dell’ossigeno nei perossidi;
- saltare la semplificazione finale di acqua e ioni comuni.
Domande frequenti
Quando serve il metodo delle semireazioni?
Ogni volta che ci sono trasferimenti di elettroni e il metodo per tentativi diventa complicato, cioè nella maggior parte delle redox in soluzione.
Come si passa all’ambiente basico?
Si bilancia in ambiente acido e poi si aggiungono a entrambi i membri tanti ioni idrossido quanti sono gli H⁺, combinandoli in acqua.
Che cos’è la dismutazione?
Una reazione in cui la stessa specie si ossida e si riduce: si scrivono comunque due semireazioni, entrambe a partire da quella specie.
In sintesi
Il bilanciamento redox si fa separando ossidazione e riduzione, pareggiando prima atomi e poi cariche, e infine uguagliando gli elettroni scambiati. È una procedura lunga ma completamente meccanica: chi la segue non ha bisogno di indovinare nulla. Per il metodo di base è utile la pagina sul bilanciamento delle reazioni chimiche, e per la parte elettrochimica quella sull’equazione di Nernst. Ci si allena con i quiz commentati della piattaforma Accademia.
Approfondimento esterno: la voce sulle reazioni di ossidoriduzione della Treccani ne riassume la trattazione formale.