Reazioni di ossidoriduzione

Il termine ossidoriduzione o redox (dall'unione delle parole inglesi reduction e oxidation) indica tutte quelle reazioni chimiche in cui cambia il numero di ossidazione degli atomi.

lezione Reazioni di ossidoriduzione
	Tipo: lezione
	Materia: Chimica
	Avanzamento: lezione completa al 100%

Il numero di ossidazione

Il numero di ossidazione (in breve n.o. oppure detto stato di ossidazione) di un elemento chimico in un composto è definito come il numero di elettroni ceduti o acquisiti virtualmente durante la formazione di un composto. Quando due atomi vengono uniti da un legame, gli elettroni si considerano virtualmente acquisiti da quello a maggiore elettronegatività.

Un semplice esempio introduttivo lo si può effettuare con l'acqua: in H₂O l'ossigeno è (notevolmente) più elettronegativo dell'idrogeno, dunque avrà la tendenza ad acquisire elettroni dall'idrogeno. Il numero di ossidazione dell'ossigeno è -2 mentre quello dei due atomi di idrogeno è +1. Complessivamente, dato che la molecola è elettricamente neutra, la somma dei numeri di ossidazione è zero ( 2*(+1) + (-2) = 0 ).

Molti elementi possono esistere in diversi stati di ossidazione, a seconda del numero di legami all'interno della molecola, perciò i principali numeri di ossidazione sono spesso tabulati sulle tavole periodiche.

Per stabilire i numeri di ossidazione degli atomi di un composto vanno ricordate alcune caratteristiche basilari degli atomi:

le molecole e gli elementi puri sono neutri, quindi la somma dei numeri di ossidazione è zero. Se invece si tratta di composti carichi, ovvero ioni, la somma dei numeri di ossidazione è pari alla carica dello ione.

Esempi:

H₂, O₂, I, Fe₂ hanno n.o.= 0
per la molecola H₂O la somma dei n.o. vale 2*(+1) + (-2) = 0
per lo ione H₃O⁺, la cui carica è +1, la somma dei n.o.vale 3*(+1) + (-2) = +1

l'idrogeno ha sempre n.o.= +1 a meno del caso in cui va a comporre idruri metallici (NaH, CaH₂, etc.)
l'ossigeno ha sempre n.o.= -2 a meno dei caso in cui va a comporre perossidi (contenenti il legame O-O, in cui n.o.= -1), nei superossidi (es. NaO₂ in cui n.o.= -1/2) e difluoruro di ossigeno (OF₂ in cui n.o.= +2 perché F è più elettronegativo di O)
gli elementi del I e del II gruppo della tavola periodica hanno sempre n.o. corrispondente al numero del proprio gruppo (lo stesso vale per gli elementi del V gruppo a meno che non siano legati con i più elettronegativi ossigeno o fluoro).

Ossidazione e riduzione

Ossidazione e riduzione sono due termini utilizzati per descrivere il trasferimento di elettroni da o verso un certo atomo ed il conseguente cambiamento dello stato di ossidazione di tale atomo. Per ossidazione si intende una sottrazione di elettroni da un atomo, quando un atomo si ossida aumenta il suo numero di ossidazione. Invece per riduzione si intende un'addizione di elettroni da un atomo, quando un atomo si riduce diminuisce il suo numero di ossidazione.

Esempi e bilanciamento di reazioni di ossidoriduzione

Nel bilanciare una reazione di ossidoriduzione si compiono fondamentalmente quattro passaggi:

stabilire i n.o.
evidenziare le variazioni di n.o. e bilanciarle considerando il trasferimento di elettroni
bilanciare la massa degli altri elementi
bilanciare la carica complessiva

Esempio 1

Prendiamo in considerazione la seguente reazione, non ancora bilanciata:

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂

e per prima cosa stabiliamo i numeri di ossidazione da tenere in considerazione e le eventuali variazioni di numero di ossidazione che si verificano durante la reazione (se non si verificasse nessuna variazione di numero di ossidazione la reazione non sarebbe di ossidoriduzione).

n.o.      0   +1 -1  →  +2 -1    0 
reazione  Zn + H Cl  →  Zn Cl₂ + H₂

Nota: i numeri di ossidazione indicati sono quelli di ogni elemento, preso singolarmente, anche se presente in quantità superiori all'interno del composto, come nel caso di Cl in ZnCl₂

Possiamo vedere facilmente come variano prima e dopo la reazione i numeri di ossidazione di Zn e di H:

Zn passa da 0 a +2 (dunque si ossida, difatti perde 2e^-):

Zn → Zn²⁺ + 2e^-

H da +1 a 0 (dunque si riduce, difatti ogni atomo di H perde 1e^-), non ancora bilanciata:

H⁺ - 1e^- → H₂

e bilanciandone la massa o, parimenti, controbilanciando gli elettroni ceduti dallo Zinco, abbiamo:

2 x ( H⁺ - 1e^-) → H₂

Passo fondamentale del bilanciamento di una redox è il bilanciamento degli elettroni trasferiti per riduzione e ossidazione. In questo caso è stato sufficiente bilanciare la massa per ottenere anche un bilanciamento degli elettroni, dato che per l'ossidazione di Zn vengono ceduti due elettroni, acquisiti proprio dall'idrogeno per la riduzione dei suoi due atomi. Otteniamo quindi la reazione redox bilanciata:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

Esempio 2

Prendiamo in considerazione la seguente reazione, non ancora bilanciata:

Cr³⁺ + MnO₄^- + H₂O → Cr₂O₇^2- + Mn²⁺ + H₃O⁺

Stabiliamo i n.o.:

n.o.      +3    +7 -2     +1 -2   →   +6 -2     +2     +1 -2
reazione: Cr³⁺ + Mn O₄^-  +  H₂ O   →   Cr₂O₇^2- +  Mn²⁺ +  H₃ O⁺

evidenziamo le variazioni di n.o.

Cr da +3 a +6: +3e^-
Mn da +7 a +2: -5e^-

Per essere bilanciato lo scambio di elettroni (e quindi non creare dispersione di carica) si cercano dei coefficienti stechiometrici per i composti contenenti Cr e Mn tali per cui il numero di elettroni ceduti sia lo stesso di quelli acquisiti. Perciò è utile trovare il minimo comune multiplo tra 3e^- e 5e^-, ovvero 15. Per bilanciare dunque moltiplichiamo il coefficiente di Cr³⁺ per 5 ed il composto contenente Mn (Mn O₄^-) per 3.

Otteniamo così uno scambio bilanciato di elettroni:

5Cr da +3 a +6: 5x(+3e^-)=+15e^-
3Mn da +7 a +2: 3x(-5e^-)=-15e^-

che complessivamente è:

5Cr³⁺ + 3MnO₄^- + H₂O → (5/2)Cr₂O₇^2- + 3Mn²⁺ + H₃O⁺

La reazione tuttavia è ora bilanciata solo per quanto riguarda lo scambio elettronico e gli atomi di Cr e Mn. Rimangono da bilanciare gli atomi di O e H ed infine la carica complessiva.

Bilanciando H e O con i comuni metodi stechiometrici, si ottiene:

10Cr³⁺ + 6MnO₄^- + 33H₂O → 5Cr₂O₇^2- + 6Mn²⁺ + 22H₃O⁺

In questo caso, per quanto riguarda la carica, possiamo verificare che essa è già bilanciata (10*3+6*(-1) = 24 = 5*(-2)+6*2+22), quindi non sono necessarie ulteriori operazioni: il risultato ottenuto è quello definitivo.