Le reazioni di ossidoriduzione Lezioni d'Autore di Giorgio Benedetti INTRODUZIONE (I) VIDEO INTRODUZIONE (II) Le reazioni redox giocano un ruolo importante nella chimica industriale, nella geologia e nei processi biologici. Reazioni apparentemente diverse come la combustione, la corrosione metallica, l’estrazione dei metalli dai loro minerali, i processi elettrochimici che avvengono nelle batterie, quelli metabolici, sono tutte reazioni di ossidoriduzione. INTRODUZIONE (III) La prima definizione di reazione di ossidazione risale al XVIII secolo, ed è attribuibile a A. Lavoisier, il quale dimostrò che le reazioni di combustione e di calcinazione erano dovute alla combinazione delle sostanze con l’ossigeno. Tra la fine del XIX e l’inizio del XX, lo sviluppo delle teorie sulla struttura atomica e dell’elettrochimica ha portato ad un’estensione del concetto di ossidazione e riduzione, intesi cioè come processi in cui si ha un trasferimento di elettroni, che ha permesso così di prendere in considerazione un numero più vasto di reazioni, molte delle quali senza la partecipazione dell’ossigeno. L’OSSIDORIDUZIONE (I) Il processo ossidoriduttivo può essere formalmente separato in due diversi processi, uno caratterizzato dalla perdita di elettroni e l’altro dall’acquisto di questi elettroni. Per la reazione generale 𝑋 + 𝑇 ⟶ 𝑋𝑛+ + 𝑌𝑛−, ognuno di questi processi, che mostra in maniera esplicita gli elettroni coinvolti, è detto semireazione: 𝑋 ⟶ 𝑋𝑛+ + 𝑛𝑒− X si è ossidato perdendo elettroni 𝑌 + 𝑛𝑒− ⟶ 𝑌𝑛− Y si è ridotto acquistando elettroni L’OSSIDORIDUZIONE (II) Dei due agenti X e Y coinvolti nella reazione di ossidoriduzione il primo, chiamato agente riducente(o semplicemente riducente), causa l’ossidazione del secondo agente, mentre il secondo, chiamato agente ossidante (o semplicemente ossidante), causa la riduzione del primo reagente. L’OSSIDORIDUZIONE (III) Un processo di ossidazione può solo avvenire se è accompagnato da un processo complementare e simultaneo di riduzione e il numero di elettroni ceduti dall’agente riducente deve essere uguale al numero di elettroni accettati dall’agente ossidante. L’ossidazione è l’opposto della riduzione, per esempio la rimozione dell’ossigeno corrisponde a una riduzione, mentre l’addizione di ossigeno corrisponde a un’ossidazione. L’OSSIDORIDUZIONE (IV) Ogni sostanza che agisce da ossidante si trasforma in un agente riducente, e viceversa, ogni riducente si trasforma in un agente ossidante. Ad esempio, nella reazione (1) il Fe+2 può cedere un elettrone ed è quindi un riducente. Lo ione Fe+3 è una specie che può acquistare elettroni ed è quindi un potenziale ossidante. Generalizzando, si può dire che un riducente si può trasformare in un ossidante e pertanto si parla di coppie coniugate di ossidoriduzione. L’OSSIDORIDUZIONE Conoscendo il potere ossidante o riducente di una coppia coniugata è possibile prevedere il verso di una reazione chimica di ossidoriduzione. È possibile ordinare le specie chimiche in una scala secondo il loro potere ossidante; la posizione relativa di due sostanze in questa scala indica quale si comporta da ossidante e quale da riducente (cfr. tabella 1 a destra). ( V) L’OSSIDORIDUZIONE In generale, ogni specie della serie è in grado di prendere elettroni dalla forma ridotta di qualsiasi specie che compare più in basso nella scala riportata in tabella, mentre la forma ridotta di una specie è in grado di cedere elettroni alla forma ossidata di qualsiasi specie presente più in alto. (VI) IL NUMERO DI OSSIDAZIONE Per estendere l’idea di ossidazione e riduzione anche a reazioni in cui non c’è una reale perdita o acquisto di elettroni è stato quindi sviluppato il concetto di numero di ossidazione (n.o.) Esso rappresenta la carica formale che si può attribuire a un elemento in un composto, assumendo la completa ionizzazione dei legami che esso contrae con gli altri atomi, in modo da assegnare gli elettroni di legame all’elemento più elettronegativo. Pertanto il n.o. di un atomo in un composto covalente è una carica formale che si calcola sulla base del numero di elettroni messi in comune dall’atomo considerato e gli altri atomi con cui è legato e le regole per la sua determinazione fanno sì che, in un composto, all’elemento più elettronegativo corrisponda sempre un n.o. negativo. ASSEGNARE GLI STATI DI OSSIDAZIONE: REGOLE GENERALI 1. 2. 3. 4. gli elettroni condivisi tra due atomi dello stesso elemento essendo divisi equamente , presentano un n.o. uguale a zero; solo il fluoro è più elettronegativo dell’ossigeno e pertanto eccetto nei composti in cui sono presenti legami O-O o F-O, l’ossigeno ha sempre un n.o. uguale a -2; l’idrogeno ha un valore di elettronegatività tale che ha è sempre n.o. uguale a +1, tranne che quando è legato con i metalli del I e II gruppo del sistema periodico , in cui ha n.o. -1; la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi presenti nella formula di una molecola deve essere uguale a zero.In uno ione poliatomico la somma dei n.o. dei diversi atomi deve sempre essere pari alla carica totale dello ione. FINE