# Chimica per il liceo/Reazioni di ossidoriduzione
## Reazioni redox (o di ossidoriduzione)

Le reazioni redox o reazioni di ossido-riduzione sono quelle reazioni in cui cambia il numero di ossidazione degli atomi coinvolti, ovvero, c'è uno scambio di elettroni da una specie chimica all'altra (certi atomi A cedono elettroni ad altri atomi B che li acquistano essendo più elettronegativi).
La cessione di elettroni è detta ossidazione: l’atomo A si ossida. L’acquisto di elettroni è detto riduzione: l’atomo B si riduce. Ogni ossidazione è accompagnata dalla corrispondente riduzione. Per questo si parla di ossidoriduzione.

## Ossidazione e riduzione: cosa sono

L'ossidazione è il processo che provoca un aumento del numero di ossidazione di un certo elemento, causato dalla cessione di elettroni da parte di un altro; la riduzione, invece, è la diminuzione del numero di ossidazione di un elemento per l'acquisizione di elettroni.
La redox è dunque la combinazione di queste due semireazioni che avvengono contemporaneamente.
Nelle reazioni redox si distingue:
* agente riducente: elemento che provoca la riduzione di un elemento ossidandosi;
* agente ossidante: elemento che provoca l'ossidazione di un elemento riducendosi.
* coppia coniugata redox: costituita dalla forma iniziale e finale di un elemento presente nella reazione, si distinguono una forma ridotta (l'elemento della coppia con il numero di ossidazione minore) e forma ossidata (l'elemento della coppia con il numero di ossidazione maggiore).
(vedi esempio della combustione del magnesio sotto)

## Esempi di reazioni redox

Reazioni di combustione: processo di combinazione con ${\ce {O2}}$
Es. Combustione del magnesio che coinvolge il magnesio (metallo) e l'ossigeno generando l'ossido di magnesio.
${\ce {2 Mg + O2 -> 2 MgO + energia}}$
Nella combustione si ha quindi:
* il magnesio elettricamente neutro perde due elettroni, diventando ione positivo (${\ce {Mg -> Mg^2+ + 2e^-}}$)
* l'ossigeno (elettricamente neutro) prende due elettroni, ceduti dal magnesio, e diventa uno ione positivo (${\ce {O + 2e- -> O^2-}}$)
Si osserva, dunque, che il numero di ossidazione del magnesio aumenta (inizialmente è 0, poi diventa +2) e quello dell'ossigeno diminuisce (inizialmente è 0, poi diventa -2): il magnesio è quindi l'agente riducente (e si ossida) mentre l'ossigeno l'agente ossidante (e si riduce).
Un esempio di coppie coniugate redox sono sia l'ossigeno che il magnesio: nel caso di quest'ultimo, il magnesio iniziale è la forma ridotta e il magnesio finale è la forma ossidata, nel caso dell'ossigeno è l'opposto.
Reazioni di combinazione: due o più reagenti formano un solo prodotto (X + Y → Z)
Es. Cloruro di potassio: ${\ce {2K + Cl2 -> 2KCl}}$
Possiamo osservare che il potassio si ossida assumendo il n.o. +1 (agente riducente) mentre il cloro si riduce acquisendo n.o. -1 (agente ossidante).
Reazioni di decomposizione: un solo reagente forma due o più prodotti: (Z → X + Y)
Es. Ossido di mercurio: ${\ce {2HgO ->[{Δ}] 2Hg + O2}}$
Inizialmente il mercurio e l'ossigeno hanno rispettivamente i numeri di ossidazione pari a +2 e -2 e successivamente, con la reazione di decomposizione, i numeri di ossidazione sono pari a 0 per entrambi gli elementi: è avvenuta una riduzione nel caso dell' Hg e un'ossidazione per quanto riguarda l'O.
Reazioni di scambio o spostamento: possono essere di doppio scambio (AB + CD → AC + BD) o scambio semplice (X + YZ → XZ + Y)
Es. ${\ce {2Li + 2H2O -> 2LiOH + H2}}$
Analizzando questa reazione si osserva che il litio si ossida assumendo un n.o. finale di +1 mentre l'idrogeno (non appartenente al gruppo ossidrile) si riduce assumendo n.o. 0 (inizialmente era +1).

## Bilanciamento col metodo della variazione del numero di ossidazione

Per bilanciare le reazioni redox si possono utilizzare due metodi che portano entrambi allo stesso risultato:
* metodo della variazione del numero di ossidazione (preferibile se i reagenti sono in soluzioni acquose).
* metodo ionico-elettronico (preferibile se la reazione è scritta in forma ionica).
${\ce {K2Cr2O7 + H2O + S -> SO2 + KOH + Cr2O3}}$
1- Individuare il n.o. per ogni atomo che partecipa alla reazione e riconoscere l’elemento che si ossida (aumenta n.o.) e quello che si riduce (diminuisce n.o.):
${\ce {K2Cr2O7 (+1, +6, -2) + H2O (+1, -2) + S (0) -> SO2 (+4, -2) + KOH (+1, -2, +1) + Cr2O3 (+3, -2)}}$
In questo caso il cromo (da +6 a +3) si riduce mentre lo zolfo (da 0 a +4) si ossida.
2- Se necessario, bilanciare gli atomi (coinvolti nella redox) da una parte e dall'altra della freccia e calcolare la variazione complessiva del n.o.:
Qui non è necessario bilanciare gli atomi partecipanti alla reazione poiché ci sono 2 atomi di cromo sia a sinistra che a destra e un atomo di zolfo sia a sinistra che a destra.
riduzione: ${\ce {Cr2 (+6) -> Cr2 (+3)}}$ ∆n.o.: -3 (acquista tre elettroni)
ossidazione: ${\ce {S (0) -> S (+4)}}$ ∆n.o.: +4 (perde quattro elettoni)
3- Far coincidere la variazioni del n.o. della riduzione con quello dell’ossidazione (ovverosia gli elettroni persi e acquistati), individuando opportunamente i coefficienti numerici (ad es. minimo comune multiplo):
Il Cr acquisisce coefficiente 4, quindi $\bigtriangleup n.o.(Cr):[-3\times (+4)]=-12$
Lo S acquisisce coefficiente 3, quindi $\bigtriangleup n.o.(Cr):[+4\times (+3)]=+12$
4- Riportare i coefficienti davanti ai rispettivi elementi facendo i calcoli necessari:
riduzione: ${\ce {2Cr2 (+6) -> 2Cr2 (+3)}}$ (in questo caso è due poiché il cromo qui è biatomico)
ossidazione: ${\ce {3S (0) -> 3S (+4)}}$
5- Riportare i coefficienti nell’equazione e bilanciare gli altri elementi applicando le normali regole di bilanciamento:
- riporto i coefficienti: ${\ce {2K2Cr2O7 + H2O + 3S -> 3SO2 + KOH + 2Cr2O3}}$
- bilancio il potassio: ${\ce {2K2Cr2O7 + H2O + 3S -> 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3}}$
- bilancio l'ossigeno: ${\ce {2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S -> 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3}}$
${\ce {2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S -> 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3}}$

## Bilanciamento col metodo ionico-elettronico
#### Ambiente acido

${\ce {MnO4- + Fe^2+}}$${\ce {-> Mn^2+ + Fe^3+}}$
1- Identificare le semireazioni di ossidazione e riduzione e separarle:
riduzione: ${\ce {MnO4^- -> Mn^2+}}$
ossidazione: ${\ce {Fe^2+ -> Fe^3+}}$
2- Bilanciare le masse della semireazione:
a) bilanciare gli atomi che si ossidano e riducono (diversi da O e H):
riduzione: ${\ce {MnO4^- -> Mn^2+}}$ (già bilanciato Mn)
ossidazione: ${\ce {Fe^2+ -> Fe^3+}}$ (già bilanciato)
b) bilanciare degli atomi di ossigeno aggiungendo molecole d’acqua: ${\ce {MnO4^- -> Mn^2+ + 4H2O}}$
c) bilanciare gli atomi di idrogeno aggiungendo ioni H+: ${\ce {MnO4^- +8H^+ -> Mn^2+ +4H2O}}$
3- Bilanciare la carica elettrica (la somma delle cariche deve risultare 0):
a) aggiungere elettroni ${\ce {e^-}}$ per bilanciare la carica elettrica di ciascuna semireazione:
riduzione: ${\ce {MnO4^- +8H^+ + 5e^- -> Mn^2+ + 4H2O}}$
(a sinistra c’é una carica complessiva di -1+8=+7 e a destra di +2; quindi aggiungo ${\ce {+5e^-}}$ a sinistra per bilanciare e avere +2 sia a destra che sinistra)
ossidazione: ${\ce {Fe^2+ -> Fe^3+ +e^-}}$
(a sinistra c’é una carica complessiva di +2 e a destra di +3; quindi aggiungo ${\ce {+e^-}}$ a destra per bilanciare e avere +2 sia a destra che sinistra)
b) bilanciare il numero di elettroni ceduti e acquistati: è necessario che il numero di elettroni persi nella semireazione di riduzione (5) sia uguale a quelli persi nella semireazione di ossidazione (1). In questo caso basta moltiplicare per 5 la semireazione di ossidazione:
ossidazione: ${\ce {5Fe^2+ -> 5Fe^3+ + 5e^-}}$
c) sommare membro per membro le due semireazioni:
${\ce {5Fe^2+ +MnO4^- +8H^+ +5e^- -> 5Fe^3+ + 5e^- + Mn^2+ +4H2O}}$ (eliminare ${\ce {5e-}}$ sia a destra che a sinistra)
${\ce {5Fe^2+ +MnO4^- +8H^+ -> 5Fe^3+ + Mn^2+ +4H2O}}$
4- Verifico che la reazione sia bilanciata
| ATOMI | LATO SINISTRO | LATO DESTRO |
| Fe | 5 | 5 |
| Mn | 1 | 1 |
| O | 4 | 4 |
| H | 8 | 8 |
| CARICHE | LATO SINISTRO | LATO DESTRO |
| ${\ce {e^-}}$ | 17 | 17 |

#### Ambiente basico

Il procedimento è lo stesso dell’ambiente acido, ma per bilanciare ossigeno e idrogeno aggiungo ioni ${\ce {OH^-}}$ e molecole di ${\ce {H2O}}$. Tuttavia non è sempre possibile individuare i coefficienti stechiometrici, quindi si procede come se si fosse in ambiente acido: gli ioni ${\ce {H+}}$ in ${\ce {H2O}}$ si trasformano aggiungendo un numero equivalente di ioni ${\ce {OH^-}}$.
Consideriamo la stessa reazione di prima, i primi 3 passaggi sono gli stessi descritti precedentemente nell'ambiente acido quindi dopo aver bilanciato le cariche elettriche si procede come segue:
4- Convertire l'ambiente acido in basico:
a) aggiungere lo stesso numero di ioni OH- quanti ce ne sono di H+:
riduzione: ${\ce {MnO4^- +8H^+ +8OH^- + 5e^- -> Mn^2+ + 4H2O + 8OH-}}$
b) neutralizzare gli ioni H+ con OH- per formare l’acqua:
riduzione: ${\ce {MnO4^- +8H2O + 5e^- -> Mn^2+ + 4H2O +8OH^-}}$
c) semplifico l’acqua:
riduzione: ${\ce {MnO4^- +4H2O + 5e^- -> Mn^2+ +8OH^-}}$
5- Bilanciare il numero di elettroni ceduti e acquistati:
É necessario che il numero di elettroni persi nella semireazione di riduzione (5) sia uguale a quelli persi nella semireazione di ossidazione (1). In questo caso basta moltiplicare per 5 la semireazione di ossidazione:
ossidazione: ${\ce {5Fe^2+ -> 5Fe^3+ + 5e^-}}$
riduzione: ${\ce {MnO4^- +4H2O+ 5e^- -> Mn^2+ +8OH^-}}$
6- Sommare, membro a membro, le due semireazioni:
${\ce {5Fe^2+ +MnO4^- +4H2O +5e^- -> 5Fe^3+ + 5e^- + Mn^2+ +8OH^-}}$
(elimino ${\ce {5e-}}$ sia a destra che a sinistra)
Diventa: ${\ce {5Fe^2+ +MnO4^- +4H2O -> 5Fe^3+ + Mn^2+ +8OH^-}}$
7- Verifico che la reazione sia bilanciata:
| ATOMI | LATO SINISTRO | LATO DESTRO |
| Fe | 5 | 5 |
| Mn | 1 | 1 |
| O | 8 | 8 |
| H | 8 | 8 |
| CARICHE | LATO SINISTRO | LATO DESTRO |
| ${\ce {e^-}}$ | 9 | 9 |

## Reazioni redox molto particolari
##### Redox influenzate dal pH

Il pH dell’ambiente in cui avviene una reazione redox può influenzarne lo svolgimento.
Un esempio è lo ione permanganato ${\ce {MnO4-}}$ che in ambiente acido si riduce formando lo ione ${\ce {Mn^2+}}$e la soluzione si scolorisce; in ambiente debolmente basico diventa ${\ce {MnO2}}$ (un solido di colore bruno) e in ambiente nettamente basico si forma ${\ce {MnO4^2-}}$ che colora la soluzione di verde.

##### Reazioni di dismutazione

Le reazioni di dismutazione o disproporzione sono redox nella quale una stessa specie chimica subisce in parte ossidazione e in parte riduzione.

## Equivalenti e normalità nelle reazioni redox

Alcune reazioni redox sono utili per determinare il titolo (concentrazione) di una soluzione. Una titolazione redox prevede il trasferimento di elettroni tra una specie ossidante e una riducente.
In alcune redox per stabilire il punto equivalente di una reazione ci si può basare sul cambio di colore dei reagenti.
Ad esempio, utilizzando come titolante il permanganato di potassio (${\ce {KMnO4}}$) non è necessario servirsi di un indicatore: esso si presenta di colore viola, mentre la sua specie ridotta, in ambiente acido, ${\ce {Mn2+}}$ è incolore. Raggiunto il punto di equivalenza dunque la soluzione si colorerà di viola.

#### Normalità ed equivalenti

In una titolazione redox, si preferisce l'uso della normalità (N) e degli equivalenti rispetto ai rapporti molari che si utilizzano nelle titolazioni acido-base:
* equivalente = quantità di sostanza corrispondente a una mole di unità reattive ${\ce {e-}}$; l'equivalente per un ossidante, è la quantità di sostanza che acquista una mole di elettroni, mentre, per un riducente è la quantità di sostanza che può cedere una mole di elettroni (un equivalente di ossidante reagisce sempre con un equivalente di riducente);
* massa equivalente = il rapporto tra la massa molare della specie e il numero di elettroni scambiati. Una specie chimica può avere diverse masse equivalenti a seconda della reazione redox specifica. ($m_{eq}=M/n_{e-scambiati}$)
La normalità (N ) di una soluzione è definita come il rapporto tra numero di equivalenti di soluto e il volume in litri della soluzione; per gli ossidanti, la normalità è il prodotto del numero di elettroni scambiati e della molarità (M): ${\ce {N =n_{e-}* M}}$
Al termine di una titolazione redox, il prodotto tra la normalità dell'ossidante e il suo volume è uguale al prodotto tra la normalità e il volume del riducente:
${\ce {N_{oss}* V_{oss}= N_{rid}* V_{rid}}}$​

## Test
#### PRIMA PARTE

La prima parte del test sono una serie di domande riassuntive di tutti gli argomenti trattati in questa pagina (al termine premere invia per visualizzare punteggio e soluzioni).

#### SECONDA PARTE

Questa seconda parte pone la concentrazione sul bilanciamento delle reazioni redox: per risolvere gli esercizi usa il metodo che ritieni più opportuno (le soluzioni di questa parte sono presenti nella sezione successiva).
1) ${\ce {HNO3 + HI -> NO + I2 + H2O}}$
2) ${\ce {Bi2O3 + ClO- -> BiO3- + Cl-}}$
3) ${\ce {C + PO4^3- -> CO + P4}}$
4) ${\ce {NH3 + O2-> NO + H2O}}$
5) ${\ce {FeCl2 + H2O2 + HCl -> FeCl3 + H2O}}$
6) ${\ce {S^2- + NO2- ->S + NO}}$
7) ${\ce {Ag + SO4^2- -> Ag^+ + SO2}}$
8) ${\ce {Sn + HNO3 -> SnO2 + NO2 + H2O}}$
9) ${\ce {I2 + HNO3 -> HIO3 + NO2 + H2O}}$
10) ${\ce {Cr2O7^2- + I- -> Cr^3+ + I2}}$

## Soluzioni esercizi di bilanciamento

$_{1)2HNO3+6HI⟶2NO+3I2+4H2O{\displaystyle{\ce{2HNO3+6HI->2NO+3I2+4H2O}}}}$
$_{2)BI2O3+2ClO−+2OH−⟶BiO3−+Cl−+H2O{\displaystyle{\ce{BI2O3+2ClO-+2OH-->BiO3-+Cl-+H2O}}}}$
$_{3)10C+4PO43−+12H+⟶10CO+P4+6H2O{\displaystyle{\ce{10C+4PO4^3-+12H+->10CO+P4+6H2O}}}}$
$_{4)4NH3+5O2⟶4NO+6H2O{\displaystyle{\ce{4NH3+5O2->4NO+6H2O}}}}$
$_{5)2FeCl2+H2O2+2HCl⟶2FeCl3+2H2O{\displaystyle{\ce{2FeCl2+H2O2+2HCl->2FeCl3+2H2O}}}}$
$_{6)S2−+2NO2−+4H+⟶S+2NO+2H2O{\displaystyle{\ce{S^2-+2NO2^-+4H+->S+2NO+2H2O}}}}$
$_{7)2Ag+SO42−+4H+⟶2Ag++SO2+2H2O{\displaystyle{\ce{2Ag+SO4^2-+4H+->2Ag++SO2+2H2O}}}}$
$_{8)Sn+4HNO3⟶SnO2+4NO2+2H2O{\displaystyle{\ce{Sn+4HNO3->SnO2+4NO2+2H2O}}}}$
$_{9)I2+10HNO3⟶2HIO3+10NO2+4H2O{\displaystyle{\ce{I2+10HNO3->2HIO3+10NO2+4H2O}}}}$
$_{10)Cr2O72−+6I−+14H+⟶2Cr3++3I2+7H2O{\displaystyle{\ce{Cr2O7^2-+6I-+14H^+->2Cr^3++3I2+7H2O}}}}$

## Bibliografia e sitografia

BIBLIOGRAFIA
Libro "Chimica: concetti e modelli. Dalla materia all'elettrochimica - Giuseppe Valitutti"
SITOGRAFIA
https://www.edutecnica.it/pdf/chi/Esercizi.pdf
https://online.scuola.zanichelli.it/klein-files/chimica/powerpoint/Klein_ppt_49108_c18.pdf
https://elearning.unimib.it/pluginfile.php/888160/mod_resource/content/1/Lezione%206%20b%20Le%20reazioni%20redox.pdf
https://www.chimica-online.it/download/metodo-numero-ossidazione.htm