LABORATORIO PER LE CLASSI PRIME

REAZIONI CHIMICHE DI OSSIDORIDUZIONE

Classificazione

Diverse e variabili sono le classificazioni delle reazioni chimiche, per esempio si possono suddividere:

in base alla fase:	le reazioni si classificano in fase omogenea se tutti i reagenti si trovano in una fase, alternativamente le reazioni le reazioni si dicono in fase eterogenea se sono presenti due o più fasi diverse.
in base alla variazione di calore (termochimica):	le reazioni si classificano in esotermiche se durante la reazione si libera energia termica, reazione endotermica in caso contrario, reazione isotermica se non è possibile osservare apprezzabili cambiamenti di temperatura.
in base alla valenza:	vi sono reazioni dove si conserva la valenza degli atomi presenti nelle sostanze (reagenti e prodotti) e vi sono altre reazioni dove si osserva invece il cambiamento di valenza di uno o più atomi partecipanti alla reazione. In questultimo caso si parla di reazioni di ossidoriduzione o redox.
in base allo stato fisico di un prodotto:	alcune reazioni si definiscono in base allo stato fisico di un prodotto particolarmente importante: si dicono esplosive quelle reazioni dove si ha produzione di un componente gassoso o quelle dove aumentano le moli di gas, implosive dove succede il contrario, reazioni di precipitazione quelle dove si osserva una precipitato formarsi (siamo quindi in fase liquida o gassosa).
in base alla reversibilità (nel tempo):	le reazioni possono essere reversibili, se cambiando una delle grandezze fisiche è possibili eseguire il proceso da prodotti a reagenti: irreversibili nel caso contrario; impossibili quando l'equazione chimica scritta risulta impossibile da tradursi in reazione chimica materiale a causa di altre reazioni concorrenziali.
in base al processo che avviene le reazioni chimiche si dividono in:	1) reazione di sintesi (anche definita di combinazione diretta), due o più sostanze reagiscono tra loro per formare un'unica sostanza: i reagenti delle più comuni reazioni di sintesi sono due elementi o due composti, molto spesso uno di questi ultimi è l'acqua; 2) reazioni di decomposizione dove un composto si scinde in due o più sostanze più semplici. È in genere difficile prevedere quali sono i prodotti di una decomposizione tranne nel caso di un composto binario, il quale si scinde negli elementi che lo costituiscono. La reazione di decomposizione richiede quasi sempre, per poter avere luogo, un assorbimento di energia sotto forma di luce, calore o elettricità; 3) reazioni di scambio semplice, in questo tipo di razione un elemento (facente parte di un composto) viene sostituito da un altro elemento che entra in gioco nella reazione; La possibilità che un metallo, in una reazione, vada a sostituire un altro metallo dipende dalla sua reattività: un metallo sostituirà un qualsiasi metallo meno reattivo di lui cioè un metallo che si trovi più in basso nella serie di attività. 4) nelle reazioni di doppio scambio avviene uno scambio di ioni positivi tra due composti: questo succede generalmente tra due composti ionici in soluzione acquosa.

Le reazioni di ossidoriduzione

Come si è notato dalla precedente classificazione, le reazioni di ossidoriduzione o reazioni redox. Il nome ossidoriduzione richiama fortemente l'elemento ossigeno. In effetti dal punto di vista storico si deve ricordare che in passato si distinguevano le reazioni di riduzione da quelle di ossidazione, cioé da quelle reazioni che avvengono tra una qualunque specie chimica elementare con l'ossigeno.
Ne segue che il prodotto di reazione doveva essere necessariamente un ossido o un suo derivato. Ad esempio, è noto a tutti che il ferro (Fe) si ossida all'aria e in questo caso la terminologia è quella storica: l'ossigeno (O₂) dell'aria attacca il ferro e lo trasforma in triossido di diferro (Fe₂O₃) che poi, a contatto con il vapor d'acqua atmosferico, forma il composto idrato comunemente conosciuto col nome di ruggine.
Per processo riduttivo si intendeva invece un processo deossidativo, cioè una reazione che è in grado di togliere l'ossigeno da un composto che ne contiene. In questo caso il carbonio (C) era considerato l' elemento principe per "ridurre" l'ossigeno, cioè trasformare un ossido in elemento. Per esempio il carbonio trasforma il triossido di diferro in ferro con produzione di monossido di carbonio (CO) secondo la reazione
Fe₂O₃ + 3 C —» 2 Fe + 3 CO.
In seguito si notò che anche altri elementi avevano lo stesso potere "ossidante" dell'ossigeno e "riducente" del carbonio. Ad esempio, gli alogeni (fluoro, cloro, bromo, iodio e astato) danno una reazione con il ferro che ha le stesse caratteristiche di quella con l'ossigeno, mentre l'idrogeno presenta un comportamento riducente analogo a quello del carbonio.
Per queste osservazioni il passo successivo fu necessariamente quello di ridefinire i concetti di ossidazione e di riduzione in modo da estenderli a tutte quelle reazioni chimiche identiche per effetto, ma non coinvolgenti l'ossigeno o il carbonio. Così, l'analisi di quanto accade in queste particolari reazioni nel passaggio da reagenti a prodotti ha fatto definire: ossidazione la reazione in cui una specie chimica cede uno o più elettroni ossidandosi; riduzione la reazione in cui una specie chimica acquista uno o più elettroni riducendosi.
Dato però che per questioni energetiche l'elettrone non può esistere allo stato libero, appare allora evidente che perché una specie chimica possa ridursi è necessario che ve ne sia contemporaneamente un'altra che si ossida e viceversa, cioè che le due reazioni chimiche sono tra loro inscindibili. Da ciò il nome moderno di ossidoriduzione (spesso abbreviato in redox) che riassume proprio questo fatto, ovvero che le reazioni redox avvengono per trasferimento di elettroni da una specie che li perde ad un'altra che li acquista.

Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

Per eseguire il bilanciamento si impiegano i principi di conservazione degli elettroni, degli atomi e delle cariche elettriche. Per descrivere il metodo conviene seguire un esempio applicando il metodo delle semireazioni.
Per esempio si deve completare e bilanciare la seguente reazione in forma ionica che avviene in ambiente acido:
Cr₂O₇^2- + Fe²⁺ + H⁺ —» Cr³⁺ + Fe³⁺ + H₂O
I numeri ossidazione sono:

+6 e -2	+2		+3	+3
Cr₂O₇^2-	Fe²⁺	—»	Cr³⁺	Fe³⁺

L'anione Cr₂O₇^2- si trasforma nello ione Cr³⁺ acquistando 3 elettroni per atomo di cromo:
Cr₂O₇^2- + 6 e —» 2 Cr³⁺
Poiché in una equazione chimica si conservano gli atomi, pongo a destra 7 molecole d'acqua per bilanciare l'ossigeno e a sinistra 14 H+ per bilanciare l'idrogeno :
Cr₂O₇^2-+ 6 e + 14 H⁺ —» 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
In questo modo anche la carica elettrica totale si conserva, cioè risulta la stessa a sinistra e a destra del segno di reazione.
L'equazione appena scritta viene chiamata la semireazione di riduzione.
Lo ione Fe²⁺ si trasforma in Fe³⁺ perdendo un elettrone:
Fe²⁺ —» Fe³⁺ + 1 e
Per bilanciare gli elettroni dobbiamo quindi avere sei atomi di ferro ferroso:
6 Fe²⁺ —» 6 Fe³⁺ + 6 e
Possiamo ora scrivere l'equazione bilanciata complessiva:
Cr₂O₇^2-+ 6 Fe²⁺ + 14 H⁺ —» 2 Cr³⁺ + 6 Fe³⁺ + 7 H₂O

Esempi di reazioni di ossidoriduzione

In laboratorio con le sostanze presenti è possibile fare alcuni esempi di reazioni di ossidoriduzione utilizzando una provetta o meglio un piccolo becher.
Sono reazioni che spesso utilizzano spesso elementi della transizione che danno al sistema di reazione delle vivaci colorazioni.

ossidazione del solfato ferroso con perossido di idrogeno
2 Fe₂(SO₄) + H₂O₂ + 6 H₂O —» 2 Fe(OH)₃ + 2 H₂SO₄ + 2 H₂O
In questa reazione la soluzione acquosa di solfato ferroso, di colore verde chiaro, a contatto con una soluzione di acqua ossigenata, precipita in pochi secondi l'idrossido ferrico idrato (detta anche ruggine) di colore arancio.
L'idrossido ferrico è infatti insolubile in queste condizioni nel sistema di reazione.
riduzone del permanganato a manganato (reazione di Guardigli)
4 KMnO₄ + 4 NaOH —» 4 KNaMnO₄ + O₂ + 2 H₂O
Reazione lenta sui 30-60 minuti, una soluzione di permanganato, meglio se diluita, di un bel colore violetto, in presenza di un eccesso di base come l'idrosido di sodio reagisce trasformandosi in permanganto di un bel colore verde smeraldo (se si parte da soluzioni concentrate, si osserverà un incupimento del colore, sarà sufficiente quindi diluire un po' per arrivare al colore verde).
ossidazione del cromo a cromato con perossido di idrogeno
2 CrK(SO₄)₂ + 3 H₂O₂ + 2 NaOH + 6 H₂O —» 2 KNaCrO₄ + 3 H₂O + 4 H₂SO₄
Reazione abbastanza veloce con uan variazione di colore da violetto dell'allume di cromo a giallo-arancio, colore tipico del cromato.
decolorazione e ossidazione dello iodio in ambiente basico
I ₂ + H₂O₂ + 2 NaOH —» 2 NaIO + 2 H₂O
Anche in questo caso utilizziamo il perossido di idrogeno come ossidante dui conseguenza lo iodio agisce come riducente. Se si opera in soluzione acquosa, il sistema di reazione passerà da un marroncino (ricordiamo la bassa solubilità dello iodio in acqua) a quasi insolore (ipoiodito è solubile e incolore).
riduzione del permanganato in ambiente acido
2 KMnO₄ + 16 HCl —» 2 MnCl₂ + 2 KCl + 5 Cl₂ + 8 H₂O
Reazione veloce, con rapida scomparsa del colore violetto del permanganto a un colore più chiaro con eventuale presenza di un precipitato marroncino dovuto a diossido di manganese che si forma dalla concorrenziale reazine:
2 KMnO₄ + 8 HCl —» 2 MnO₂ + 2 KCl + 3 Cl₂ + 4 H₂O
Il sistema emette un forte odore di cloro, prodotto dalla ossidazione del cloruro.