REAZIONI CHIMICHE DI OSSIDO-RIDUZIONE

Si definisce numero di ossidazione (n.o.) di un elemento chimico in un composto, il numero di elettroni che questo elemento cede o acquista, o, nel caso di legame covalente, il numero di elettroni che esso avvicina o allontana da se.
Per esempio, nella molecola di Cloruro di Sodio (NaCl), il legame che tiene uniti Sodio e Cloro è dovuto al fatto che l’atomo di Cloro strappa un elettrone all’atomo di Sodio: essendo l’elettrone una carica negativa, il Cloro diventa uno ione negativo e, conseguentemente, il Sodio diventa uno ione positivo; cariche positive e negative si attirano, per cui i due atomi restano indissolubilmente legati.
La forza con cui un atomo attira elettroni viene definita elettronegatività.
Proprio perché l’elettrone è una carica negativa, in questo esempio diremo che il Cloro ha numero di ossidazione  -1  ed il Sodio  +1.
Il n.o. può dunque essere positivo, negativo o zero.
Per determinare il numero di ossidazione di un elemento chimico in un composto (o in uno ione), esistono alcune semplici regole:

1) Un atomo non combinato ha n.o. uguale a zero.
2) l’Idrogeno ha numero di ossidazione +1, tranne che negli idruri dove ha  -1
3) l’Ossigeno ha n.o. -2, tranne che nei perossidi dove ha  -1
4) Gli elementi del primo gruppo (alcalini) della Tavola Periodica hanno sempre n.o. +1  e quelli del secondo gruppo (alcalino-terrosi) sempre +2.
5) La somma algebrica dei n.o. in una molecola è zero.
6) Il n.o. di uno ione semplice (formato da un solo atomo) è uguale alla carica dello ione.
7) La somma algebrica dei n.o. in uno ione complesso (formato da più atomi) è uguale alla carica dello ione.

Se ad esempio vogliamo i numeri di ossidazione degli elementi presenti nella molecola di acido solforico (H2SO4) consideriamo che, per la regola 2 l’Idrogeno ha n.o.  +1  e, per la regola 3, l’Ossigeno ha n.o. -2.
Applicando la regola 5, avremo:
2(+1) + n.o.(S) + 4(-2)  =  0
2 + n.o.(S) -8  =  0
n.o.(S)  =  8 – 2  =  +6

Se invece vogliamo i numeri di ossidazione degli elementi presenti nello ione complesso NO3- (ione nitrato), dovremo applicare la regola 7:
n.o.(N) + 3(-2)  =  -1
n.o.(N)  – 6  =  -1
n.o.(N)  =  6 – 1  =  +5

Si definiscono reazioni chimiche di ossido-riduzione quelle reazioni chimiche nelle quali, a differenza delle reazioni chimiche ordinarie, almeno un elemento cambia il suo n.o.
Se, in una reazione chimica, un elemento aumenta il suo n.o., cioè cede elettroni, diremo che “si ossida”, mentre, se un elemento diminuisce il suo n.o., cioè acquista elettroni, diremo che “si riduce”.
Ad esempio, nella combustione completa del Carbonio:
C + O2   =  CO2
Il Carbonio si ossida da 0 a +4 e l’Ossigeno si riduce da 0 a -2.
La sostanza che causa l’ossidazione (nel nostro esempio l’Ossigeno) si definisce “agente ossidante”, mentre la sostanza che causa la riduzione (nel nostro caso il Carbonio) si definisce “agente riducente”.

I principali agenti ossidanti usati in laboratorio sono l’Acido Nitrico (HNO3 diluito o concetrato) incolore, il Permanganato di Potassio (KMnO4) di colore viola ed il Bicromato di Potassio (K2Cr2O7) di colore giallo-arancio.
In pratica però, i veri agenti ossidanti sono lo ione nitrato (NO3-), lo ione permanganato (MnO4-) e lo ione bicromato (Cr2O7- -).
Inoltre la reazione chimica di ossido-riduzione può avvenire sia in ambiente acido che in ambiente basico.
Queste tre sostanze, quando agiscono da ossidanti in ambiente acido, hanno questi comportamenti:
HNO3 diluito (incolore) si riduce ad NO (gas incolore): l’Azoto passa da +5 a +2.
HNO3 concentrato (incolore) si riduce ad NO2 (gas incolore): l’Azoto passa da +5 a +4.
KMnO4 (viola) si riduce a Mn+ + (ione manganoso incolore): Il Manganese passa da +7 a +2.
K2Cr2O7 (giallo-arancio) si riduce a Cr+ + + (ione cromico verde): il Cromo passa da +6 a +3,

Per bilanciare una reazione chimica di ossido-riduzione, si segue un semplice procedimento che è meglio seguire tramite un esempio:
Si voglia ossidare in ambiente acido lo ione ferroso (Fe++) a ione ferrico (Fe+ + +) usando come agente ossidante il Permanganato di Potassio (KMnO4):
La semireazione di ossidazione sarà:
Fe+ +  =  Fe+ + +    +  1e-  (e- è il simbolo dell’elettrone).
Ciò perché, per passare da +2 a +3, il Ferro deve cedere un elettrone.
Ricaviamo adesso la semireazione di riduzione in base a quanto detto prima:
KMnO4  =  K+   +  MnO4-
Abbiamo detto prima che lo ione permanganato (MnO4- -) si riduce sempre in ambiente acido a ione manganoso (Mn+ +).
MnO4-  =  Mn+ +
Per passare da +7 a +2, deve acquistare 5 elettroni:
MnO4- + 5e-  =  Mn+ +
Adesso si aggiungono tra i prodotti della reazione tante molecole d’acqua, quanti sono gli atomi di ossigeno tra i reagenti:
MnO4- + 5e-  =  Mn+ +   + 4H2O
Infine si aggiungono tra i reagenti tanti ioni H+ quanti necessari per bilanciare l’Idrogeno dei prodotti:
MnO4- + 5e- + 8H+  =  Mn+ +   + 4H2O
Abbiamo ottenuto queste due semireazioni:
Fe+ +  =  Fe+ + +    +  1e-  
MnO4- + 5e- + 8H+  =  Mn+ +   + 4H2O
Per ottenere la reazione completa di ossido-riduzione, dobbiamo sommare queste due semireazioni, ma, per far scomparire gli elettroni, dovremo prima moltiplicare per 5 la prima semireazione:
5Fe+ +  =  5Fe+ + +   +  5e-
MnO4- + 5e- + 8H+  =  Mn+ +   + 4H2O
Sommando le due semireazioni, otterremo finalmente la reazione di ossido-riduzione completa:
5Fe+ +   +  MnO4-  +  8H+  =    5Fe+ + +   +  Mn+ +   + 4H2O
Che si legge; lo ione permanganato ossida, in ambiente acido, lo ione ferroso ad ione ferrico, riducendosi ad ione manganoso.
Volendo applicarla ad una reazione reale, potremmo avere:
5FeCl2 + KMnO4 + 8HCl  =  5FeCl3 + MnCl2 + KCl + 4H2O
Si può facilmente verificare che la reazione è bilanciata.
Per comodità dello studioso lettore, riportiamo le 4 semireazioni di riduzione dei 4 agenti ossidanti più comuni:
NO3- (diluito) + 3e- +4H+  =  NO + 2H2O
NO3- (concentrato) + 1e- + 2H+  =  NO2 + H2O
MnO4- + 5e- + 8H+  =  Mn+ +   +  4H2O
Cr2O7- –  + 6e- + 14H+  =  2Cr+ + +   +  7H2O