Redox e numeri di ossidazione: ossidanti, riducenti, bilanciamento

Combustioni, corrosione, respirazione, pile e batterie: dietro processi così diversi c’è uno stesso meccanismo, lo scambio di elettroni tra sostanze, cioè la reazione di ossidoriduzione o redox. Lo strumento per tenerne il conto è il numero di ossidazione, una contabilità degli elettroni che permette di riconoscere chi si ossida, chi si riduce e di bilanciare anche le reazioni più complesse.

Vediamo che cosa sono ossidazione e riduzione, come si assegnano i numeri di ossidazione e come si bilancia una reazione redox.

Ossidazione e riduzione

In una reazione redox una specie cede elettroni (si ossida) e un’altra li acquista (si riduce). I due processi sono inseparabili: non può esserci ossidazione senza una corrispondente riduzione, perché gli elettroni ceduti da una specie devono essere accettati da un’altra. Chi provoca l’ossidazione altrui (acquistando elettroni) è l’ossidante; chi provoca la riduzione (cedendo elettroni) è il riducente.

Una memoria utile: OIL RIG

Per ricordare i due processi è utile la regola mnemonica inglese OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (di elettroni). L’ossidazione è perdita di elettroni, la riduzione è acquisto. È un appiglio semplice ma efficace per non confondersi, dato che i nomi possono trarre in inganno.

Le regole per assegnare i numeri di ossidazione

Il numero di ossidazione si assegna seguendo poche regole gerarchiche:

Applicando queste regole in ordine si ricava il numero di ossidazione di qualsiasi atomo, anche nei composti complessi: è la base per riconoscere e bilanciare le reazioni redox.

Bilanciare una reazione redox

Le reazioni redox spesso non si bilanciano “a occhio”. Il metodo sistematico si basa sul principio che gli elettroni ceduti devono uguagliare quelli acquistati: si separa la reazione in due semireazioni (una di ossidazione, una di riduzione), si bilancia ciascuna per atomi e cariche, si moltiplicano per i fattori che pareggiano gli elettroni scambiati e infine si sommano.

e⁻ ceduti (ossidazione) = e⁻ acquistati (riduzione)

Perché conta nella pratica

Le reazioni redox governano processi di enorme importanza: la produzione di energia (combustioni, batterie, celle a combustibile), la metallurgia (estrazione dei metalli dai minerali), la corrosione (un danno da miliardi di euro l’anno) e moltissime sintesi industriali. Saper assegnare i numeri di ossidazione e bilanciare le redox è una competenza di base per chiunque lavori in chimica, e sul piano della sicurezza è essenziale: molti ossidanti forti sono pericolosi, reattivi e incompatibili con i materiali combustibili, e la conoscenza del loro comportamento redox è la chiave per stoccarli e maneggiarli senza rischi.

Dove si incontrano le reazioni redox

Vale la pena fissare con qualche esempio quanto le redox siano pervasive. La combustione di un combustibile è l’ossidazione del carbonio e dell’idrogeno da parte dell’ossigeno, con liberazione di energia. La corrosione del ferro è la sua lenta ossidazione a opera dell’ossigeno e dell’umidità, che lo trasforma in ruggine. La fotosintesi e la respirazione cellulare sono catene di reazioni redox che immagazzinano e liberano energia negli organismi viventi. Le batterie sfruttano redox spontanee per produrre corrente, mentre l’elettrolisi usa la corrente per forzare redox non spontanee, ad esempio per estrarre alluminio o per cromare un oggetto. Riconoscere il filo redox comune a fenomeni così diversi è uno dei modi in cui la chimica unifica la comprensione del mondo: combustione, vita, energia e degrado dei materiali sono, dal punto di vista chimico, variazioni sullo stesso tema dello scambio di elettroni.

Domande frequenti

Che cos’è una reazione redox?

È una reazione in cui avviene un trasferimento di elettroni: una specie si ossida (cede elettroni) e un’altra si riduce (li acquista). I due processi sono inseparabili, perché gli elettroni ceduti da una sostanza devono essere accettati da un’altra. Combustioni, corrosione e batterie sono tutte reazioni redox.

Che cos’è il numero di ossidazione?

È la carica che un atomo avrebbe se tutti i suoi legami fossero ionici, assegnando gli elettroni all’atomo più elettronegativo. È uno strumento di conteggio: la sua variazione durante una reazione rivela quali atomi si sono ossidati (il numero aumenta) e quali ridotti (diminuisce).

Qual è la differenza tra ossidante e riducente?

L’ossidante è la specie che provoca l’ossidazione di un’altra, acquistando elettroni (e quindi riducendosi essa stessa); il riducente provoca la riduzione cedendo elettroni (e ossidandosi). In ogni redox sono presenti entrambi, ed entrambi cambiano stato di ossidazione.

Come si ricorda la differenza tra ossidazione e riduzione?

Con la regola mnemonica OIL RIG: Oxidation Is Loss (l’ossidazione è perdita di elettroni), Reduction Is Gain (la riduzione è acquisto). È un appiglio utile perché i termini possono trarre in inganno, e fissa il concetto chiave: tutto ruota attorno agli elettroni.

Come si bilancia una reazione redox?

Con il metodo delle semireazioni: si separa la reazione in una semireazione di ossidazione e una di riduzione, si bilancia ciascuna per atomi e carica, si moltiplicano per i fattori che pareggiano gli elettroni scambiati (ceduti = acquistati) e si sommano. È un metodo sistematico e infallibile.