Ossidazione e riduzione

L'ossidazione e la riduzione sono i due aspetti di una reazione redox. L'ossidazione significa perdita di elettroni, mentre la riduzione significa acquisto di elettroni. Se una specie perde elettroni, un'altra specie deve acquistarli, quindi i due processi avvengono sempre insieme.

Il modo più rapido per classificare una reazione redox è porsi una domanda: quale specie ha perso elettroni e quale specie li ha acquistati? Se gli elettroni non sono scritti esplicitamente, usa i numeri di ossidazione per seguire il cambiamento.

Ossidazione vs. riduzione in una riga

Usa prima questa regola: l'ossidazione è perdita di elettroni, e la riduzione è acquisto di elettroni.

Queste semireazioni mostrano chiaramente lo schema:

$$\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2e^-$$

Lo zinco perde due elettroni, quindi lo zinco si ossida.

$$\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu}$$

Lo ione rame acquista due elettroni, quindi si riduce.

Come i numeri di ossidazione ti aiutano a riconoscere una redox

Molte reazioni redox non mostrano gli elettroni come particelle separate. In questi casi, i numeri di ossidazione sono uno strumento di conteggio che ti aiuta a seguire quale atomo sta effettivamente perdendo densità elettronica e quale la sta acquistando.

Se il numero di ossidazione di un atomo aumenta, quell'atomo si ossida. Se il numero di ossidazione di un atomo diminuisce, quell'atomo si riduce.

Questo vale anche quando gli atomi si trovano in composti, dove il numero di ossidazione è di solito un valore formale di conteggio piuttosto che una carica reale sull'atomo.

Esempio svolto: zinco e ione rame

Considera la reazione

$$\mathrm{Zn} + \mathrm{Cu}^{2+} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + \mathrm{Cu}$$

Inizia con i numeri di ossidazione. Lo zinco passa da $0$ in $\mathrm{Zn}$ a $+2$ in $\mathrm{Zn}^{2+}$, quindi lo zinco si ossida. Il rame passa da $+2$ in $\mathrm{Cu}^{2+}$ a $0$ in $\mathrm{Cu}$, quindi il rame si riduce.

Puoi anche vedere direttamente il trasferimento di elettroni:

$$\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2e^-$$ $$\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu}$$

Quando sommi queste due semireazioni, gli elettroni si semplificano, il che conferma che la reazione complessiva è una redox.

Questo esempio mostra anche i due agenti:

• Lo zinco è l'agente riducente perché cede elettroni e provoca la riduzione.
• Lo ione rame è l'agente ossidante perché acquista elettroni e provoca l'ossidazione.

Errori comuni nelle reazioni redox

Considerare l'ossidazione come "aggiunta di ossigeno"

Questa scorciatoia funziona in alcune reazioni familiari, ma non è la definizione completa. Una reazione può essere un'ossidazione anche quando non compare ossigeno, purché si perdano elettroni o aumenti il numero di ossidazione.

Dimenticare che ossidazione e riduzione devono avvenire insieme

Non puoi avere una specie che perde elettroni se un'altra specie non li acquista. Se una reazione sembra mostrare solo ossidazione o solo riduzione, manca qualcosa nel quadro.

Confondere agente ossidante e agente riducente

L'agente ossidante si riduce, e l'agente riducente si ossida. I nomi descrivono ciò che ciascuna specie fa all'altra specie.

Dove si usano ossidazione e riduzione

Le idee redox sono importanti nelle batterie, nella corrosione, nella combustione, nell'elettrolisi e nel metabolismo cellulare. In ogni caso, la domanda utile è la stessa: da dove partono gli elettroni e dove finiscono?

Ecco perché le redox compaiono così spesso nei corsi di chimica. Collegano la classificazione delle reazioni, i numeri di ossidazione, i metodi di bilanciamento e i sistemi reali che trasferiscono energia.

Prova una reazione simile

Prendi una reazione come

$$\mathrm{Mg} + \mathrm{Cl}_2 \rightarrow \mathrm{MgCl}_2$$

Prova da solo: assegna i numeri di ossidazione, identifica che cosa si ossida e che cosa si riduce, poi indica l'agente ossidante e l'agente riducente.