Pillole di Chimica: Ossidoriduzioni

Introduzione

Ciò che si andrà ad osservare nelle ossidoriduzioni è il cambiamento del numero di ossidazione (N.O.), ovvero la carica che un atomo assumerebbe se si assegnassero gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo.  Il numero di ossidazione si scrive in alto rispetto al simbolo chimico preceduto da + o -.   Come assegnare il numero di ossidazione corretto? Esistono delle semplici regole per poter assegnare correttamente il N.O. delle varie specie chimiche:

• Elementi puri (Es. Au) → N.O. 0;
• Composti neutri (Es. H2SO4) → La somma dei N.O. degli atomi all’interno di un composto deve dare 0; 
• Ione monoatomico (Es. Mg2+) → N.O. pari alla sua carica (Mg2+ = +2);
• Ioni poliatomici (Es. NO3–) → La somma dei N.O. degli atomi all’interno di un composto dev’essere pari alla sua carica; 
• H → Il N.O. è solitamente +1, ad eccezione degli idruri in cui vale -1(Es. CaH2);
• O → Il N.O. è solitamente -2 ad eccezione di: -1 nei perossidi (Es. H2O2), -½ nei superossidi (Es. KO2) e +2 nel difluoruro di ossigeno OF2;
• Metalli alcalini (Gruppo I) → N.O. +1;
• Metalli alcalini terrosi (Gruppo II) → N.O. +2.

Reazioni di riduzione e di ossidazione Nel trasferimento di elettroni durante le reazioni redox una specie subisce una reazione di ossidazione e l’altra di riduzione.   

• La reazione di ossidazione è una reazione in cui una specie chimica, atomo o ione perde almeno un elettrone e il suo N.O. aumenta. 

Chi perde elettroni si ossida ed è detto “riducente”, in quanto fa ridurre l’altro elemento.  

• La reazione di riduzione è una reazione in cui una specie chimica, atomo o ione acquista almeno un elettrone e il suo N.O. diminuisce.

Chi acquista elettroni si riduce ed è detto “ossidante”, in quanto fa ossidare l’altro elemento.   Le reazioni di ossidazione e di riduzione devono avvenire contemporaneamente e per ricordare la corrispondenza tra ossidazione/riduzione e la perdita/acquisto di elettroni esiste un’importante mnemofrase: O.P.e.R.A. Ci si Ossida Perde elettroni, chi si Riduce li Acquista   Come si bilanciano le reazioni redox? Uno degli argomenti di più difficile comprensione è proprio il bilanciamento delle reazioni redox e per cercare di avere chiara la situazione è bene fare un focus preciso e schematico riguardo a questo argomento. Il metodo delle semireazioni è utile per bilanciare correttamente una redox e per farlo sarà necessario bilanciare:

• elettroni;
• cariche;
• masse.

  Ma cosa sono queste semireazioni? E come si utilizzano? Il modo più intuitivo e utile è quello di procedere prendendo in considerazione una reazione e provare a bilanciarla. Verrà specificato se ci si troverà in un ambiente acido o basico, utile ai fini del bilanciamento.   Si considera la seguente reazione in ambiente acido:   Cr2O72- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+   Proseguiamo schematicamente:

1. Andiamo ad attribuire i N.O. a tutte le specie presenti: 

• Cr si riduce passando dallo ione bicromato (Cr2O72-) dove ha numero di ossidazione +6 a Cr3+ dove appunto il numero di ossidazione è +3
• Fe2+ invece si ossida passando da +2 a +3

1. Adesso è il momento di scrivere le semireazioni di ossidazione e riduzione:

• Riduzione: Cr6+ → Cr3+
• Ossidazione: Fe2+ → Fe3+

1. Bilanciare le semireazioni aggiungendo il numero di elettroni persi/acquistati:

• Riduzione: Cr6+ + 6e–  → 2Cr3+

Cr2O72- si riduce a Cr3+. Lo ione bicromato però contiene 2 atomi di Cr quindi è necessario mettere un 2 davanti a Cr3+. Per ridurre 2 ioni Cr6+ a Cr3+ bisogna aggiungere anche 6e–

• Ossidazione: Fe2+ → Fe3+ + e–

Lo ione Fe2+ si ossida a Fe3+ e nel farlo cede un e–  

1. Bilanciare le cariche sfruttando gli ioni H+, dato che siamo in ambiente acido (se fossimo in ambiente basico bisognerebbe sfruttare gli ioni OH–):

• Riduzione: Cr2O72- + 14H+ + 6e– → 2Cr3+ + 7H2O 

Si è bilanciato Cr e gli elettroni, manca da bilanciare O. A sinistra si hanno 7 atomi di O mentre a destra non si ha nessun composto che contiene O, si aggiungono quindi 7 molecole di H2O. Per far tornare i conti si mette 14 davanti al H+, in questo modo il tutto è  bilanciato

• Ossidazione: Fe2+ → Fe3+ + e– 

la reazione è già elettricamente bilanciata perciò non vengono aggiunti ioni H+  

1. Svolgere la moltiplicazione incrociata tra le due semireazioni, ovvero si moltiplica una semireazione per il numero di e– persi o acquistati dall’altra semireazione (più facile a dirsi che a farsi):

• Riduzione: Cr2O72- + 14H+ + 6e– → 2Cr3+ + 7H2O, perchè moltiplicata per 1e– della semireazione di riduzione,quindi rimarrà invariata
• Ossidazione: (Fe2+ → Fe3+ + e–) • 6e– → 6Fe2+ → 6Fe3+ + 6e–

1. Come ultimo step sommare le due semireazioni e semplificare gli e–:

6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ + 6e– → 6Fe3+ + 6e– + 2Cr3+ + 7H2O 6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O   ATTENZIONE: definire sempre se ci si trova in ambiente acido o basico per l’aggiunta di ioni H+ o ioni OH–.   ESERCIZIO Nella seguente reazione già bilanciata 5As2O3 + 12HCl + 4KMnO4 → 5As2O5 + 4MnCl2 + 4KCl + 6H2O indicare quale elemento ha caratteristica di riducente e quali sono i corretti numeri di ossidazione:

1. Potassio da +1 a +2
2. Arsenico da +3 a +5
3. Manganese da +5 a +2
4. Manganese da + 7 a +2
5. Arsenico da +1 a +2

  CC: Il riducente è quella specie chimica che fa ridurre, perciò essa si ossida, dunque, grazie alla mnemofrase O.P.e.R.A., chi si ossida perde elettroni. In questo esercizio nei reagenti: As = +3 e O = -2 (lo si evince sfruttando la regola dell’incrocio), H = +1, Cl = -1, K = +1, Mn = +7 e O = -2. Nei prodotti notiamo che i N.O. che cambiano sono solo quelli dell’arsenico e del manganese: As = +5 e Mn = +2. Siccome si sta cercando il riducente bisogna trovare quale dei due elementi aumenta il suo N.O. e tra i due è proprio l’arsenico che passa da +3 a +5. Risposta corretta B.