Diapositiva 1

Le reazioni di
ossidoriduzione
Lezioni d'Autore
di Giorgio Benedetti
INTRODUZIONE
(I)
VIDEO
INTRODUZIONE
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(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
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(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
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(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
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(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
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(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
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(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.
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Generalizzando, si può dire che un riducente si può
trasformare in un ossidante e pertanto si parla di coppie
coniugate di ossidoriduzione.
L’OSSIDORIDUZIONE
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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
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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
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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