Ox-rid

Reazioni ossido-riduzione

Con reazioni di ossido-riduzione si intende una vasta classe di reazioni che implicano un trasferimento elettronico.

Per caratterizzare questo tipo di reazioni è stato definito il numero di ossidazione di un atomo in un composto. Questo numero corrisponde ad una carica fittizia dell’atomo in questione nella molecola considerata, carica assegnata secondo certe regole.

[Non bisogna confondere n.o. con la carica formale, ovvero la distribuzione matematica degli elettroni leganti un composto]

Nel caso di una molecola o di uno ione poliatomico l’assegnazione del numero di ossidazione agli atomi costituenti è basata sulla seguente assunzione: entrambi gli elettroni di legame vengono assegnati all’atomo più elettronegativo.

Regole per l’assegnazione del numero di ossidazione

• Il numero di ossidazione di un atomo in una sostanza elementare, in qualsiasi forma allotropica è zero. Ad esempio, il n.o. del Cl in Cl₂, o dell’O in O₂ o O₃, o del C in grafite e diamante è zero.
• Il numero di ossidazione di un atomo del gruppo IA (metalli alcalini) in tutti i composti è +1; quello di un atomo del gruppo IIA (metalli alcalino-terrosi) in tutti i composti è +2.
• Il numero di ossidazione del fluoro è sempre −1.
• Il numero di ossidazione degli alogeni è −1 eccetto che nei composti con ossigeno o con altri alogeni. Es: in BrCl, Cl ha n. ox. = −1, Br n.o. = +1; in HClO Cl ha n.o. = +1.
• Il numero di ossidazione dell’ossigeno è generalmente −2 eccetto i perossidi, come H₂O₂ e Na₂O₂ in cui è −1.
• Il numero di ossidazione dell’idrogeno è generalmente +1 eccetto che negli idruri metallici, come LiH, NaH in cui è −1.
• La somma dei numeri di ossidazione degli atomi di una molecola neutra è zero, di uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione.

Può capitare che, presa una qualsiasi reazione, se la carica degli ioni implicati non varia con la reazione, non è affatto evidente che questa sia una reazione di ossido-riduzione. La maniera migliore per identificare una reazione di ossido-riduzione è di osservare se si ha variazione dei numeri di ossidazione.

Inoltre una reazione di ossido-riduzione può essere separata in due semireazioni, una delle quali implica una perdita di elettroni (ossidazione) mentre l’altra implica un acquisto di elettroni (riduzione). A riguardo ciò si definisce ossidante una specie che ossida altre specie e che perciò nella reazione si riduce.

Mentre si definisce riducente una specie che riduce altre specie e che perciò nella reazione si ossida (Fe).

Reazioni di disproporzionamento o dismutazione

Sono una classe particolare di reazioni di ossido-riduzione in cui una stessa specie si ossida e si riduce.

Elettrochimica

L’elettrochimica studia tutte le reazioni di ossido-riduzione (redox) in cui avviene uno scambio di elettroni attraverso un circuito esterno.

Possiamo immaginare un dispositivo che sfrutti reazioni di ossidoriduzione spontanee per avere passaggio di elettroni (quindi corrente elettrica) e dunque produzione di energia elettrica. Tali dispositivi sono noti come celle voltaiche o celle galvaniche o pile.

Le reazioni redox possono anche consumare energia elettrica → cella elettrolitica.

Celle galvaniche

Una cella galvanica utilizza una reazione redox spontanea per generare corrente elettrica. Ma come è fatta?

La cella è formata da:

• Due elettrodi (solidi): uno per ogni semireazione.
• Anodo = dove avviene l’ossidazione (perdita di elettroni).
• Catodo = dove avviene la riduzione (acquisto di elettroni).
• Due soluzioni con gli ioni coinvolti.
• Un filo metallico che permette il flusso di elettroni.
• Un ponte salino, che ristabilisce l’equilibrio delle cariche nelle due semicelle.

L’elettrodo perde elettroni, che usciti dal metallo, scorrono nei fili metallici. L’anodo si ossida. Gli elettroni scorrono nei fili metallici e viaggiano tra anodo e catodo, generando corrente elettrica. Infine gli elettroni arrivano al catodo che si riduce. Nel ponte salino si muovono gli ioni per mantenere la carica. Se non ci fosse la pila si fermerebbe subito.

Esempio della pila Daniell (Zn — Cu)

Consideriamo la reazione spontanea Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s).

Anodo (ossidazione): Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻

Catodo (riduzione): Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)

Gli elettroni vanno dal polo negativo (Zn) al polo positivo (Cu).

Dal punto di vista chimico una cella voltaica è usualmente schematizzata attraverso la seguente notazione: