Ossidoriduzioni e Reazioni redox: la guida completa
Il termine ossidoriduzioni indica delle particolari reazioni chimiche dove un reagente subisce una perdita di elettroni (si ossida) mentre un altro li acquista (si riduce). Per comprendere meglio le dinamiche di questo meccanismo occorre conoscere il numero di ossidazione degli atomi che compongono le molecole reagenti.
Le ossidoriduzioni sono reazioni molto comuni, tra cui possiamo ricordare i processi di combustione (che coinvolgono l’ossigeno) e processi metabolici come la fotosintesi. Conoscere il funzionamento generale può agevolare lo studio di gran parte delle reazioni chimiche.
Ossidoriduzioni: definizione e meccanismo
Le reazioni redox erano inizialmente note con questo nome in quanto i primi processi studiati in chimica riguardavano l’azione dell’ossigeno. Tuttavia la presenza di questo elemento non è necessaria per avere reazioni di ossidazione e riduzione, anzi possono avvenire anche in ambiente anaerobico.
In ogni ossidoriduzione è presente un agente ossidante e un agente riducente. Il primo è quello che acquisisce gli elettroni e perciò ossida l’elemento o il composto che li cede, mentre il secondo cedendo le cariche negative riduce il primo. Dunque al termine della reazione l’ossidante si è ridotto e il riducente si è ossidato.
Questi processi avvengono simultaneamente durante il decorso della reazione redox. A determinare quale dei reagenti svolga il ruolo dell’ossidante e quale il riducente contribuisce il numero di ossidazione. Questo diminuisce se un elemento subisce una riduzione e aumenta se invece questo viene ossidato.
Nei processi industriali metallurgici si utilizzano degli agenti riducenti forti come il monossido di carbonio (CO) e il carbone fossile. Per produrre il ferro infatti si ricorre a una ossidoriduzione fra la molecola CO e l’ematite, un minerale ricco di questo metallo in forma ossidata.
Il numero di ossidazione e le sue regole
Per definire questa grandezza lo si può indicare come segue. Si tratta della carica che ogni atomo avrebbe se i suoi elettroni di legame venissero assegnati all’atomo più elettronegativo all’interno della molecola. L’elettronegatività fa parte delle proprietà periodiche è la tendenza di ogni elemento di attirare verso di sé gli elettroni condivisi in un legame.
Nelle ossidoriduzioni vi sono alcune convenzioni relative al numero di ossidazione(n.o.). Eccole di seguito:
- Allo stato neutro un atomo ha n.o. pari a zero.
- In uno ione il n.o. da considerare è pari alla sua carica.
- I metalli alcalini (primo gruppo della tavola periodica) hanno sempre n.o. pari a +1. Quelli alcalino terrosi (secondo gruppo) invece presentano come numero di ossidazione +2.
- L’ossigeno (O) ha di default n.o. pari a -2, tranne che nei perossidi dove invece è -1.
- Il numero di ossidazione delle molecole a livello complessivo è zero, quindi la somma di quelli dei suoi atomi deve essere nulla.
- L’idrogeno (H) ha n.o. +1 in quanto inserito nel primo gruppo della tavola periodica, a parte che negli idruri dove invece è pari a 0.
- Il fluoro (F) ha n.o. -1, diversamente dagli altri elementi del suo gruppo che possono assumere più di un valore.
Come si bilanciano le ossidoriduzioni: le due semireazioni
Il processo è più lungo rispetto alle altre reazioni. Ecco gli step da seguire prendendo ad esempio la reazione NO3– + Zn => Zn2+ + N2O (ambiente acido).
- Individuare l’agente riducente e l’agente ossidante. Dato che Zn parte allo stato neutro e finisce con n.o. pari a +2, si tratta del riducente, mentre NO3– è l’ossidante.
- Si scrivono le due semireazioni dell’ossidoriduzione. La riduzione (NO3–=> N2O) e l’ossidazione Zn =>Zn2+. A questo le si bilancia separatamente con il metodo classico a livello di atomi. Quindi 2NO3–=> N2O.
- Si procede a determinare il numero di elettroni ceduti e acquisiti. Nel caso dello zinco vengono ceduti due elettroni, dunque la semireazione diventa Zn =>Zn2++2e- mentre per l’azoto gli elettroni acquisiti sono 8. Perciò 2NO3–+8e- => N2O.
- Come si nota, c’è disparità fra gli elettroni guadagnati e quelli ceduti nell’ossidoriduzione. Occorre Perciò moltiplicare per 4 i coefficienti della semireazione dello zinco per bilanciarli: 4Zn =>4Zn2++8e-.
Completare il bilanciamento con gli ioni
Giunti a questo punto si può procedere a unire fra di loro l’ossidazione e la riduzione riformando la reazione iniziale. Questa così diventa 4Zn +2NO3– => 4Zn2++ N2O. Gli elettroni son stati bilanciati e quindi non è più necessari scriverli. Serve però bilanciare le cariche come segue:
- A sinistra dell’uguale a questo punto si contano due cariche negative fornite dallo ione 2NO3–, mentre a destra ci sono otto cariche positive a causa delle quattro molecole di Zn2+.
- Come indicato prima l’ossidoriduzione ha luogo in ambiente acido, dove si trovano ioni H+. Per riuscire a pareggiare le cariche fra reagenti e prodotti della reazione quindi si possono sfruttare questi cationi. Servono dieci cariche positive per avere il giusto equilibrio e a sinistra dell’uguale andranno aggiunti 10 H+.
