Le reazioni di ossidoriduzione, dette anche redox, sono trasformazioni chimiche in cui avviene un trasferimento di elettroni tra specie diverse e governano fenomeni quotidiani come la ruggine, la combustione e il funzionamento delle pile.
Una chimica di scambi: cosa sono le redox
Quando un pezzo di mela tagliato diventa marrone all'aria oppure una vecchia chiave di ferro si copre di ruggine, sta avvenendo una reazione di ossidoriduzione. In queste trasformazioni due specie chimiche si scambiano elettroni, con una che li cede e l'altra che li acquista contemporaneamente. La specie che perde elettroni si chiama riducente, perché riduce l'altra fornendole carica negativa, mentre la specie che li acquista si chiama ossidante. È fondamentale capire che ossidazione e riduzione sono sempre accoppiate: non può esistere l'una senza l'altra, perché gli elettroni ceduti devono per forza essere accettati da qualcuno. Pensa allo scambio come a un passaggio di palla tra due giocatori: se nessuno la raccoglie, nessuno la può lanciare. Questa visione moderna, basata sugli elettroni, generalizza ed estende la definizione storica di Lavoisier, che vedeva l'ossidazione come semplice combinazione con l'ossigeno.
Il numero di ossidazione: una contabilità degli elettroni
Per riconoscere e bilanciare le redox usiamo uno strumento contabile chiamato numero di ossidazione, abbreviato come n.o., che rappresenta la carica ipotetica di un atomo se tutti i legami fossero ionici. Le regole principali per assegnarlo sono poche e vanno applicate con ordine, tenendo conto della struttura del composto. Eccole nei passi essenziali:
- Un elemento allo stato puro, come Fe o O2, ha sempre n.o. uguale a 0.
- Uno ione monoatomico ha n.o. uguale alla sua carica, come +1 per Na+ o -2 per S2-.
- L'ossigeno ha generalmente n.o. -2, tranne nei perossidi dove vale -1 e quando è legato al fluoro dove diventa positivo.
- L'idrogeno vale +1 con i non metalli e -1 negli idruri metallici come NaH.
- La somma algebrica dei numeri di ossidazione in una molecola neutra è 0, mentre in uno ione poliatomico è uguale alla carica complessiva.
Applichiamo le regole all'acido solforico H2SO4: l'idrogeno conta 2 volte +1, l'ossigeno 4 volte -2, e quindi lo zolfo deve avere n.o. +6 per dare somma zero. Questo numero non corrisponde a una carica reale ma è una convenzione utilissima per tracciare gli elettroni nelle reazioni.
Riconoscere e bilanciare una reazione redox
Una reazione è di tipo redox se almeno un elemento cambia il proprio numero di ossidazione passando da reagenti a prodotti. Considera la reazione tra lo zinco metallico e una soluzione di solfato di rame: lo zinco passa da n.o. 0 a +2 cedendo elettroni, mentre il rame passa da +2 a 0 acquistandoli, e in laboratorio si osserva la deposizione di una patina rossastra di rame sulla lamina di zinco. Per scrivere correttamente questi processi conviene separarli in due semireazioni, una di ossidazione e una di riduzione, ciascuna bilanciata sia per gli atomi sia per le cariche. Il bilanciamento globale richiede che gli elettroni ceduti dal riducente siano esattamente uguali a quelli acquistati dall'ossidante, perciò spesso bisogna moltiplicare le semireazioni per coefficienti opportuni. In ambiente acquoso si aggiungono molecole d'acqua per pareggiare gli ossigeni e ioni H+ per pareggiare gli idrogeni, mentre in ambiente basico si lavora con ioni OH-. Questa tecnica, detta metodo delle semireazioni o metodo ionico-elettronico, è particolarmente potente perché evidenzia il significato fisico del trasferimento di elettroni.
Ossidanti, riducenti e la scala di reattività
Non tutte le specie chimiche hanno la stessa capacità di cedere o acquistare elettroni, e questa proprietà è quantificata dal potenziale standard di riduzione, misurato in volt rispetto all'elettrodo standard a idrogeno. Un potenziale molto positivo, come quello del fluoro pari a +2,87 V, indica una specie fortemente ossidante e quindi avida di elettroni, mentre un valore molto negativo, come quello del litio pari a -3,04 V, segnala un riducente potente. Confrontando i potenziali di due coppie redox possiamo prevedere se una reazione avverrà spontaneamente oppure no, perché la specie con potenziale maggiore tenderà a ridursi a spese dell'altra. Per esempio, immergendo una lamina di rame in una soluzione di nitrato d'argento osserveremo la formazione di cristalli argentati e l'azzurramento della soluzione, perché l'argento ha potenziale superiore e si riduce sottraendo elettroni al rame. La scala dei potenziali permette anche di costruire la serie di reattività dei metalli, che spiega perché lo zinco protegge il ferro nella zincatura e perché l'oro resta inalterato anche per secoli. Questa gerarchia ha enorme valore pratico nella scelta dei materiali in edilizia, in elettronica e in medicina.
Le redox nella vita di tutti i giorni
Le ossidoriduzioni sono ovunque attorno a noi e dentro di noi, spesso senza che ce ne accorgiamo, e regolano processi vitali come la respirazione cellulare e la fotosintesi clorofilliana. Quando bruciamo metano nel fornello di casa il carbonio si ossida da -4 a +4 mentre l'ossigeno si riduce, e l'energia liberata scalda la pentola; lo stesso schema, in forma controllata, alimenta i nostri mitocondri grazie al glucosio. Nelle pile e nelle batterie, dalla classica pila Daniell ai moderni accumulatori al litio degli smartphone, una reazione redox separata fisicamente in due semicelle genera un flusso ordinato di elettroni che chiamiamo corrente elettrica. Il fenomeno inverso, l'elettrolisi, sfrutta la corrente per forzare reazioni non spontanee ed è alla base della produzione di alluminio, della galvanostegia e della cromatura degli oggetti metallici. Anche la sbiancante azione della candeggina, la disinfezione dell'acqua con cloro o ozono e l'effetto antiossidante della vitamina C nei succhi di frutta sono tutti esempi di redox in azione. Studiare queste reazioni significa quindi capire una parte enorme della chimica che ci circonda.
Ricorda
- In ogni redox un riducente cede elettroni e si ossida, mentre un ossidante li acquista e si riduce: i due processi sono inseparabili.
- Il numero di ossidazione è uno strumento contabile per individuare quali atomi cambiano stato durante la reazione e di quanto.
- Il bilanciamento si fa con il metodo delle semireazioni, pareggiando atomi, cariche ed elettroni in modo coerente.
- I potenziali standard di riduzione permettono di prevedere la spontaneità di una redox e di costruire scale di reattività.
- Pile, elettrolisi, combustioni, respirazione e corrosione sono tutte manifestazioni macroscopiche di processi redox.
Esercizio attivo da svolgere sul quaderno: scrivi la reazione tra alluminio metallico e cloruro di ferro(III) in soluzione acquosa, calcola i numeri di ossidazione di tutti gli elementi prima e dopo, separa la reazione nelle due semireazioni, bilanciale singolarmente e infine combinale per ottenere l'equazione globale corretta. Verifica che il numero totale di elettroni ceduti coincida con quello degli elettroni acquistati.