Reazioni redox

Reazioni di ossidoriduzione – concetti chiave

Stato di ossidazione

Lo stato di ossidazione di un elemento chimico è l’ipotetica carica che potrebbe accumularsi su un atomo di un particolare elemento contenuto in un composto chimico se tutti i legami chimici in questo composto fossero ionici. In pratica, questa situazione non si verifica sempre (decomposizione di un composto in singoli cationi e anioni), quindi lo stato di ossidazione dovrebbe essere trattato come un concetto convenzionale. Lo stato di ossidazione è uguale alla carica di un particolare ione, quindi assume valori positivi o negativi. È indicato da un numero romano posto dopo il simbolo di un elemento chimico. Elementi in diversi stati di ossidazione hanno diverse proprietà di ossido-riduzione.

Ossidazione

Durante l’ossidazione (deelettronazione), il riducente aumenta il suo stato di ossidazione, cioè cede elettroni all’ossidante. Né l’ossidazione né la riduzione possono procedere indipendentemente perché gli elettroni donati da un’entità chimica devono essere immediatamente accettati dall’altra affinché avvenga la reazione opposta.

Riduzione

Durante la riduzione (elettronazione), l’ossidante abbassa il suo stato di ossidazione accettando elettroni, cioè la riduzione riguarda l’acquisizione di elettroni. Gli elementi chimici che fanno questo sono chiamati ossidanti.

Reazione di sproporzione (dismutazione)

La reazione di sproporzione è uno dei tipi di reazioni redox. In letteratura si trova anche il termine: reazione di dismutazione. La sua caratteristica è che nel corso di una reazione redox lo stesso elemento viene contemporaneamente ossidato e ridotto. Affinché possa verificarsi una sproporzione, l’elemento in questione deve avere almeno tre diversi stati di ossidazione. Se questa condizione è soddisfatta, il composto che si trova nello stato di ossidazione intermedio è molto meno stabile rispetto agli altri due stati. le reazioni di sproporzione procedono spontaneamente. Atomi come zolfo, azoto, fosforo o manganese sono suscettibili a questo tipo di reazione redox.

Reazione di sinproporzione

Anche la reazione di sinproporzione, come la disproporzione, è un tipo di reazione redox. Questo processo si verifica quando due diversi composti chimici contenenti lo stesso elemento in diversi stati di ossidazione reagiscono tra loro. Come risultato della reazione di ossidoriduzione, si forma un altro composto contenente quell’elemento in un nuovo stato di ossidazione.

Equilibrio elettronico

In ogni reazione di ossidoriduzione che avviene, viene scambiato lo stesso numero di elettroni. Se in un particolare processo il riducente cede, ad esempio, due elettroni, anche l’altro della coppia, l’ossidante, accetterà due elettroni nel suo guscio elettronico. Questa situazione viene definita il cosiddetto bilancio elettronico della reazione. Per un’intera reazione redox, questo equilibrio dovrebbe essere zero.

Come avvengono le reazioni redox?

La base di qualsiasi reazione redox è l’ossidazione e la riduzione. Tenendo conto di questi, qualsiasi processo può essere scritto utilizzando le cosiddette semiequazioni, in cui sono specificati solo gli atomi che donano o accettano elettroni. Pertanto, l’intera reazione redox riguarda, in un certo senso, il dare e il prendere elettroni. Solo quegli elementi che si trovano in più di uno stato di ossidazione nei composti chimici possono farlo. Conoscere i suoi stati nelle singole entità chimiche è essenziale per scrivere e bilanciare correttamente le reazioni redox. Durante il bilanciamento degli elettroni, oltre a scrivere correttamente le semiequazioni, vanno indicate le reazioni di ossidazione e di riduzione nonché rispettivamente quella ossidante e quella riducente. Gli ossidanti comprendono più comunemente elementi altamente elettronegativi (gruppi 16 e 17 della tavola periodica ), ioni metallici in stati di ossidazione superiori, ioni di metalli nobili e acidi ossidanti (ad esempio acido nitrico (V) , acido solforico (VI) e loro miscele con altri non -acidi ossidanti). Gli ossidanti più comuni sono composti come KMnO ₄ , K ₂ Cr ₂ O ₇ , KClO ₃ o K ₂ S ₂ O ₈ . I riducenti invece sono elementi elettropositivi (solitamente dei gruppi 1 e 2 della tavola periodica), metalli in stato di ossidazione zero, idrogeno molecolare, carbonio, monossido di carbonio e anioni di acidi inorganici. I riducenti più popolari sono: Na, Mg, Fe ²⁺ , Cl ^– , Br ^– , SCN ^– . La formula della reazione redox indica inoltre il numero di elettroni scambiati nel processo. L’andamento di questo scambio elettronico è determinato dal potenziale redox dei reagenti coinvolti. In altre parole, può essere chiamato potenziale di semicella o potenziale elettronico. Per definizione, maggiore è la differenza di potenziale nel sistema, maggiore è la forza trainante dell’intera reazione di ossidoriduzione.

Si possono osservare reazioni redox nella vita quotidiana?

Può sembrare che le reazioni redox compaiano solo sulle pagine dei libri di testo scolastici e nelle lezioni di chimica. Tuttavia, nulla potrebbe essere più lontano da ciò. Questo tipo di reazioni ci accompagnano ogni giorno. Vale la pena conoscerli meglio per osservare con maggiore comprensione i processi e l’ambiente che ci circonda. Quelli che seguono sono esempi di reazioni redox quotidiane che ognuno di noi ha sicuramente incontrato:

• Corrosione dei metalli – è il processo di deterioramento più comune dei metalli e delle loro leghe. Deriva dal contatto della superficie del materiale in questione con l’ambiente e le condizioni atmosferiche. In termini di meccanismi dei processi di corrosione, il più comune è la corrosione elettrochimica, che si verifica in un ambiente elettrolitico, in gas umidi o in terreno con elevati livelli di umidità. Nel luogo in cui avviene la corrosione si forma la cosiddetta cella di corrosione, nella quale hanno luogo le reazioni di ossido-riduzione degli elettrodi. Il deterioramento del metallo avviene sempre nella zona anodica. Lì gli elettroni vengono donati dal metallo, che si ossida e passa sotto forma di ioni nella soluzione elettrolitica. Le cariche rilasciate migrano al catodo. Lì si combinano con ioni o atomi che hanno la capacità di accettare elettroni. Si tratta molto spesso di atomi di ossigeno dell’aria (sul catodo verranno ridotti a ioni idrossido) o di ioni idrogeno (saranno ridotti a idrogeno molecolare). Al catodo uno o entrambi questi processi possono avvenire contemporaneamente.
• La fotosintesi – è un processo che ci accompagna ogni giorno. Durante la fotosintesi, le cellule convertono l’anidride carbonica atmosferica e l’acqua in glucosio e ossigeno utilizzando l’energia solare. Come molti processi biochimici che avvengono negli organismi viventi, anche la fotosintesi comporta il cambiamento degli stati di ossidazione degli elementi che compongono i reagenti. In questa reazione redox, l’atomo di ossigeno nella molecola d’acqua viene ossidato in ossigeno molecolare. Pertanto, la molecola d’acqua è il donatore di elettroni o il riducente. L’accettore della carica risultante, o ossidante, è l’anidride carbonica. I suoi atomi di carbonio costituenti nel quarto stato di ossidazione sono ridotti allo stato di ossidazione zero.
• Celle galvaniche – le celle sono disposizioni di due elettrodi, immersi nello stesso elettrolita (o in elettroliti diversi), collegati tra loro tramite un circuito esterno. Ogni elettrodo immerso nel proprio elettrolita (mezza cella), presenta un certo potenziale. La differenza di potenziale risultante, cioè il flusso di corrente (elettroni), è causata dalle reazioni di ossidoriduzione. Su ciascun elettrodo avvengono metà processi. All’anodo, a seguito della reazione di ossidazione, vengono donati elettroni, che vengono poi accettati dal secondo elettrodo – il catodo – nella reazione di riduzione. I dispositivi più comuni che utilizzano celle galvaniche sono le batterie, che costituiscono ad esempio una fonte di energia per le automobili. Il piombo-acido più comune è composto da due elettrodi. Uno è piombo puro e l’altro è rivestito con ossido di piombo (IV). Entrambi sono immersi in acido solforico (VI) al 37%. Permette un libero scambio di elettroni tra catodo e anodo. Durante il funzionamento della batteria iniziano a verificarsi reazioni di ossido-riduzione. In questo caso, l’anodo è l’elettrodo principale. Il piombo inizia ad ossidarsi e passa dallo stato di ossidazione zero fino al secondo stato di ossidazione. Contemporaneamente vengono rilasciati due elettroni che migrano verso il catodo attraverso l’elettrolita. Lì inizia il processo di riduzione del piombo dal quarto stato di ossidazione al piombo (II), cioè l’ossido di piombo (IV) viene trasformato in solfato di piombo (II). Nel caso di una batteria, la reazione redox è una fonte di energia, che può essere utilizzata per alimentare numerosi dispositivi.