LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE - DESCRIZIONE


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Le reazioni di ossido-riduzione o reazioni redox rivestono grande importanza, non solo in chimica, ma anche nei fenomeni biologici.
La vita dipende dalle reazioni redox. I processi energetici cellulari della fotosintesi e della respirazione avvengono mediante serie di reazioni di ossido-riduzione che coinvolgono carbonio e ossigeno.

  1. Il processo fotosintetico, che avviene nei cloroplasti delle cellule vegetali può essere riassunto dalla seguente equazione chimica:

6CO2 + 6H2O + Energia solare → C6H12O6 + 6O2

  1. La respirazione cellulare che avviene nei mitocondri delle cellule eucarioti è sintetizzata dalla seguente espressione chimica:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + Energia (ATP)

E’ facile notare che i due processi chimici sono l’uno l’opposto dell’altro, e come tali, dipendenti l’uno dall’altro. Vale a dire che la fotosintesi fornisce una molecola altamente energetica, il glucosio e quindi l’amido che è fatto di glucosio (pensate a pasta, pane, riso, biscotti, etc.), in cui è “imprigionata” energia solare.
La respirazione, utilizza il glucosio ricco di energia, demolendolo in biossido di carbonio e acqua e rendendo l’energia disponibile sottoforma di ATP per tutte le funzioni cellulari.
Questi due processi, sebbene ben conosciuti, sono tuttavia, allo stato attuale delle nostre conoscenze, ancora impossibili da riprodurre in laboratorio e men che meno per finalità tecnologiche.
Analizziamo più da vicino il significato dei termini RIDUZIONE e  OSSIDAZIONE.

  1. RIDUZIONE: da re-ducere (in latino, riportare). Il termine nasce dalle reazioni nei processi metallurgici, nei quali un metallo sotto forma di ossido metallico (es. Fe2O3) veniva “riportato” allo stato metallico elementare per sottrazione dell’ossigeno.
  1. OSSIDAZIONE: deriva dalle reazioni in cui partecipa l’ossigeno come ossidante (sono queste, reazioni molto comuni)

Cosa sono le reazioni di ossido-riduzione?

Una reazione è di ossido-riduzione quando in essa variano le distanze medie degli elettroni di legame fra gli atomi coinvolti.
In sostanza, in una reazione red-ox (red = reduction, ox = oxidation, in inglese), sono coinvolti atomi di specie chimiche a differente elettronegatività (potere di attrazione di un elemento, degli elettroni di legame).
Se ne deduce che un’analisi delle reazioni di ossido-riduzione richiede la conoscenza del numero di ossidazione (n.o.) degli elementi coinvolti.
Il numero di ossidazione è una carica convenzionale assegnata a ciascun atomo in una molecola o in uno ione poliatomico, attribuendo formalmente gli elettroni di ogni legame all’elemento più elettronegativo.
In altre parole, ogni legame viene convenzionalmente considerato ionico.

Di seguito, a beneficio dello studente, è riportata la tabella riassuntiva delle 7 regole utili al calcolo del numero di ossidazione:

Atomi delle sostanze elementari (Fe, Al, O2, H2, S8, etc.)

Il n.o. è sempre uguale a 0

Ossigeno nei composti

Ha n.o. in genere, uguale a -2,
tranne nei perossidi (H2O2, Na2O2 in cui compare un legame −O−O−) in cui ha valore -1,
e nel composto OF2 in cui ha valore +2

Idrogeno nei composti

Ha n.o. in genere, uguale a +1,
tranne negli idruri metallici (LiH, CuH) in cui ha valore -1

Ione monoatomico (Na+, Fe3+, S2-, etc.)

Il n.o. è sempre uguale alla carica dello ione.
Na+=+1, Fe3+= +3, S2- = -2

Ione poliatomico (SO42-, NO3-, CO32-, etc.)

La somma dei n.o. degli atomi componenti lo ione è uguale alla carica complessiva dello ione stesso.
Es: CO32- : il n.o. dell’ossigeno è -2, la carica complessiva è 2-. Quindi il n.o. del carbonio deve essere +4. Infatti, indicando con x il n.o. del C, deve essere: x + 3(-2) = -2, risolvendo: x=+4.

Molecola o composto ionico (H2O, CO2, NaCl, etc.)

La somma dei n.o. deve essere 0
Es: CO2 : il n.o. dell’ossigeno è -2. Quindi il n.o. del carbonio deve essere +4 perché la somma dei n.o. sia pari a 0. Cioè, indicando con x il n.o. del C: x + 2(-2) = 0. Risolvendo, x = +4

Elettroni di legame in un legame covalente

Sono attribuiti formalmente all’atomo più elettronegativo.
Es : PCl3. Il Cl è più elettronegativo del P. Quindi, gli elettroni di legame verranno attribuiti formalmente ai 3 atomi di Cl che avranno ognuno n.o. = -1, mentre il P avrà n.o. = +3

E’ bene ricordare inoltre, la sequenza decrescente di elettonegatività per alcuni non-metalli:

F > O > N = Cl > Br > S

Torniamo alle reazioni redox.
Importanti reazioni ossidoriduttive sono le reazioni di combustione. Sono queste, reazioni chimiche che comportano l’ossidazione di un combustibile, da parte di un comburente (che generalmente è rappresentato dall’O2 presente nell’aria). Con produzione di calore e radiazioni elettromagnetiche, tra cui spesso anche radiazioni luminose.
Quindi, in una reazione di combustione, il combustibile di ossida e il comburente si riduce.
Esempio:

2Mg +O2 → 2MgO

Questa reazione viene innescata ponendo del magnesio su una fiamma.
L’ossido di magnesio MgO è un ossido basico, quindi un composto ionico: Mg2+O2-. L’ anione O2- presente nel composto dunque, detto ione ossido, ha caratteristiche basiche, perché, come vedremo quando tratteremo gli acidi, in soluzione acquosa è in grado di provocare un aumento della concentrazione di ioni OH- he conferiscono il carattere basico ad una soluzione. Ciò avviene perché lo ione ossido in acqua provoca la seguente reazione:

O2- +H2O → 2OH-

E’ facile verificare il carattere basico della soluzione, mediante un indicatore di pH, come la fenolftaleina. A contatto con la soluzione si ha immediatamente il “viraggio” dell’indicatore che assume un bel colore fucsia intenso.
Riassumiamo:
2 atomi di Mg (n.o. = 0) reagiscono con una molecola biatomica O2 (n.o. = 0) per dare origine a 2 molecole di ossido di magnesio MgO. Il n.o. del magnesio è aumentato passando a +2 (0 → +2), mentre il n.o. dell’ossigeno è diminuito passando a -2 (0 → -2), perché durante la reazione, il Mg ha ceduto 2 elettroni (2e-) all’ossigeno. Ci troviamo di fronte ad una reazione redox in base alla definizione, perchè c’è stato un trasferimento di elettroni da una specie chimica che si è ossidata (Mg) ad una che si è ridotta (O2)
In altri termini

il Mg si ossida e il suo n.o. aumenta.
L’O si riduce e il suo n.o. diminuisce.

E’ chiaro quindi che una reazione chimica è redox, se e solo se in essa avviene un cambiamento di numeri di ossidazione.
E’ importante notare, comunque, che perché abbia luogo una reazione redox, non è necessario che vi sia un vero e proprio trasferimento di elettroni da un atomo all’altro, basta soltanto che avvenga uno spostamento della nuvola elettronica di legame verso l’elemento più elettronegativo. Come nel caso di legami covalenti polari.
Facciamo un esempio:

C(s) + O2(g) → CO2(g) + Energia

(I simboli s,g a pedice significano rispettivamente stato solido e stato gassoso)
In questa reazione chimica, non si formano legami ionici, ma covalenti, eppure il n.o del carbonio aumenta a +4 e quello dell’O a -2, indicando che siamo in presenza di una reazione redox.
Anche se non c’e stato trasferimento di elettroni dal carbonio all’ossigeno, i doppi legami della CO2 sono polari. Si è quindi avuto uno spostamento delle nuvole elettroniche dei legami di valenza, verso l’ossigeno. Il che giustifica l’attribuzione delle cariche formali +4 e -2 rispettivamente al carbonio e all’ossigeno.
Il carbonio si è ossidato e l’ossigeno si è ridotto.
Nelle reazioni che abbiamo visto finora, il carbonio e il magnesio, ossidandosi, agiscono da agenti riducenti.
L’ossigeno che si riduce, agisce da agente ossidante.

Inoltre, le coppie Mg(0)/Mg(+2)   -  O(0)/O(-2)  -   C(0)/C(+4) sono dette coppie coniugate redox.

Mg(0),  O(-2),  C(0) sono dette forma ridotta.
Mg(+2), O(0), C(+4) sono le forme ossidate (i numeri di ossidazione sono più elevati).

Tipici agenti ossidanti degni di nota sono O2, Cl2, MnO4- (ione permanganato), Cr2O72- (ione dicromato).
Si deve tener presente che il concetto di agente ossidante è relativo:
infatti, H2O2 (perossido di idrogeno), è un agente generalmente ossidante che produce H2O, dove il n.o. dell’O passa da -1 a -2 (riduzione). Tuttavia, in presenza di un agente ossidante più forte, come lo ione dicromato (Cr2O72-), l’H2O2 si ossida producendo O2 e fungendo da riducente.
E’ corretto quindi dire, che in una reazione redox è la specie chimica con la maggiore tendenza a ridursi che agisce da ossidante.

Tipici agenti riducenti da ricordare sono C (grafite) e CO (monossido di carbonio), molto utilizzati in metallurgia.
Ad esempio nella reazione seguente:

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2

Il ferro passa dal n.o. +3 a 0 e si riduce diventando ferro elementare (ricordare re-ducere), mentre il carbonio passa dal n.o. +2 a +4, ossidandosi.
Precisiamo inoltre che le redox possono avvenire anche in assenza di ossigeno come ad esempio nella seguente reazione:

2Fe(s) + 3Cl2(g) → 2FeCl2(s)

Di cui è facile verificare che sia una ossidoriduzione.

 

DIPENDENZA DAL pH DI ALCUNE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE
Il modo in cui avvengono alcune reazioni redox, e di conseguenza il tipo di sostanze prodotte, dipende dal pH.
E’ il caso delle reazioni che coinvolgono lo ione permanganato (MnO4-) che, come abbiamo già visto è un potente agente ossidante.
In ambiente acido, quindi ad elevate concentrazioni di ioni H+, il manganese dello ione permanganato si riduce dando origine allo ione manganese Mn2+ (n.o. +7 → +2) e ciò provoca uno scolorimento della soluzione
In ambiente neutro o solo debolmente basico, con una lieve concetrazione di ioni idrossido OH-, il manganese, riducendosi, forma biossido di manganese MnO2 (n.o. +7 → +4) e conseguente formazione di un precipitato (corpo di fondo) insolubile di colore brunastro.
In ambiente basico, a elevata concentrazione di ioni OH- lo ione permanganato produce lo ione manganato MnO42- (n.o. del manganese +7 → +6) che conferisce alla soluzione un colore verde.

REAZIONI DI DISMUTAZIONE O DISPROPORZIONE
Sono reazioni in cui una stessa specie chimica si ossida e si riduce o in altri termini funge da ossidante e riducente allo stesso tempo.
Ad esempio:

Cl2(g) + 2OH-(aq) → Cl-(aq) + ClO-(aq) + H2O

Dove (aq) sta per particelle in soluzione acquosa (idratate).
In questa reazione, il cloro si riduce (n.o. 0 → -1) nello ione cloruro Cl- e si ossida (n.o. 0 → +1) nello ione ipoclorito (ClO-).