Numeri di ossidazione, ossidanti e riducenti e bilanciamento con le semireazioni

Che cosa registra un numero di ossidazione

Un numero di ossidazione è la carica che un atomo avrebbe se ogni legame tra atomi diversi fosse completamente ionico, con gli elettroni condivisi assegnati all'atomo più elettronegativo; gli elettroni condivisi tra atomi identici sono divisi in parti uguali. È un conteggio formale, non una carica misurata. Nell'acqua, all'ossigeno si assegna −2 e a ciascun idrogeno +1, anche se le cariche parziali reali sono molto più piccole.

L'ossidazione è un aumento del numero di ossidazione, che corrisponde a una perdita di elettroni. La riduzione è una diminuzione del numero di ossidazione, un acquisto di elettroni. Le due avvengono sempre insieme, perché gli elettroni persi da una specie devono essere acquistati da un'altra. In ogni equazione redox, l'aumento totale del numero di ossidazione è uguale alla diminuzione totale, e ogni metodo di bilanciamento poggia su questa uguaglianza.

Assegnare i numeri di ossidazione in ordine di priorità

Applica le regole dall'inizio dell'elenco verso il basso. Quando due regole sono in conflitto, prevale quella più in alto, e l'ultimo atomo incognito di una formula si trova per differenza.

Per lo ione diidrogenofosfato, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, quindi P = +5. Per lo ione tetrationato, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, quindi i quattro atomi di zolfo sommano +10 e la media è +2.5. Un risultato frazionario significa che atomi dello stesso elemento si trovano in ambienti diversi e il numero riportato è una media. La magnetite, Fe₃O₄, ha una media di +8/3 perché contiene un Fe²⁺ ogni due Fe³⁺.

• Il numero di ossidazione di un atomo in un elemento puro è 0 (Fe, O₂, S₈).
• Il numero di ossidazione di uno ione monoatomico è uguale alla sua carica (Mg²⁺ è +2, Br⁻ è −1).
• I numeri di ossidazione in una formula sommano alla carica complessiva.
• Il fluoro è −1 in tutti i suoi composti.
• I metalli del gruppo 1 sono +1 e quelli del gruppo 2 sono +2 nei composti.
• L'idrogeno è +1 con i non metalli e −1 negli idruri metallici come NaH.
• L'ossigeno è di solito −2, ma −1 nei perossidi (H₂O₂), −½ nei superossidi (KO₂) e +2 in OF₂.
• Cloro, bromo e iodio sono di solito −1, tranne quando sono legati all'ossigeno o a un alogeno più leggero.

Individuare l'ossidante e il riducente

L'ossidante accetta elettroni e causa l'ossidazione di qualcos'altro, quindi si riduce a sua volta. Il riducente cede elettroni e si ossida a sua volta. Indica la specie intera e non un singolo atomo.

Considera 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Il ferro sale da +2 a +3, quindi Fe²⁺ si ossida ed è il riducente. L'ossigeno scende da −1 nel perossido a −2 nell'acqua, quindi H₂O₂ si riduce ed è l'ossidante. L'idrogeno resta +1 dall'inizio alla fine. Due ioni ferro perdono ciascuno un elettrone e due atomi di ossigeno del perossido ne acquistano ciascuno uno, quindi due elettroni sono persi e due sono acquistati.

Una stessa specie può svolgere entrambi i ruoli. In Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O, un atomo di cloro passa da 0 a −1 e l'altro da 0 a +1. Questa è una disproporzione, e Cl₂ è sia l'ossidante sia il riducente.

Bilanciamento con le semireazioni in soluzione acida

Separare l'ossidazione dalla riduzione permette di bilanciare ciascun trasferimento di elettroni da solo, per poi combinare le due metà in modo che gli elettroni si annullino. L'acqua fornisce gli atomi di ossigeno e H⁺ fornisce gli atomi di idrogeno perché queste sono le specie effettivamente presenti nell'acqua acida.

Esempio svolto 1. In ambiente acido, il dicromato ossida il nitrito: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Il cromo passa da +6 a +3 e l'azoto da +3 a +5. Semireazione di ossidazione: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, con carica −1 su ciascun lato. Semireazione di riduzione: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, con carica +6 su ciascun lato. I sei elettroni corrispondono a due atomi di cromo che cambiano di tre unità ciascuno.

Moltiplica la semireazione di ossidazione per 3 in modo che entrambe coinvolgano 6e⁻, poi somma: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Elimina 6H⁺ e 3H₂O da ciascun lato: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Controllo: Cr 2 e 2; N 3 e 3; O 7 + 6 = 13 e 9 + 4 = 13; H 8 e 8; carica −2 + 8 − 3 = +3 e +6 − 3 = +3.

• Dividi l'equazione scheletro in una semireazione di ossidazione e una di riduzione.
• Bilancia tutti gli elementi tranne O e H.
• Bilancia O aggiungendo H₂O, poi bilancia H aggiungendo H⁺.
• Bilancia la carica aggiungendo elettroni sul lato più positivo.
• Scala le semireazioni in modo che gli elettroni coincidano, sommale ed elimina ciò che compare su entrambi i lati.
• Verifica atomi e carica e conferma che non resti alcun elettrone.

Adattare il metodo alla soluzione basica

In soluzione basica, OH⁻ è abbondante e l'equazione finale non deve contenere H⁺. Bilancia come se la soluzione fosse acida, poi aggiungi a entrambi i lati abbastanza OH⁻ da trasformare ogni H⁺ in acqua. Aggiungere la stessa specie a entrambi i lati mantiene l'equazione bilanciata.

Esempio svolto 2. L'ipoclorito ossida l'idrossido di cromo(III) a cromato in ambiente basico: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Il cromo passa da +3 a +6 e il cloro da +1 a −1. Semireazione di ossidazione: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Semireazione di riduzione: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Il minimo comune multiplo di 3 e 2 è 6, quindi raddoppia la prima semireazione e triplica la seconda.

Sommando ed eliminando si ottiene 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Aggiungi 4OH⁻ a entrambi i lati; a destra, 4H⁺ + 4OH⁻ diventa 4H₂O. Finale: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Controllo: Cr 2 e 2; Cl 3 e 3; O 6 + 3 + 4 = 13 e 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 e 10; carica −7 su ciascun lato.

Errori comuni nella contabilità redox

La maggior parte degli errori redox è di contabilità, e ciascuno ha un controllo specifico.

Come prova finale, conferma usando solo i numeri di ossidazione che gli elettroni persi sono uguali a quelli acquistati. Nell'esempio svolto 2, due atomi di cromo perdono ciascuno 3 elettroni (6 in totale) e tre atomi di cloro ne acquistano ciascuno 2 (anch'essi 6).

• Indicare un atomo come agente: scrivi che l'ossidante è Cr₂O₇²⁻, non il cromo.
• Contare la variazione per atomo ma non per formula: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ richiede 6 elettroni, non 3.
• Mettere gli elettroni sul lato sbagliato: sono prodotti in una semireazione di ossidazione e reagenti in una di riduzione. Se il controllo della carica fallisce, guarda prima qui.
• Bilanciare l'ossigeno con O, O₂ o O²⁻ invece che con H₂O. Gli ioni ossido liberi non esistono in acqua.
• Lasciare H⁺ in una risposta in soluzione basica, oppure dimenticare di eliminare l'acqua dopo aver aggiunto OH⁻.
• Dare per scontato che l'ossigeno sia sempre −2: controlla la presenza di perossidi, superossidi e legami O–F.
• Mescolare le notazioni: un numero di ossidazione si scrive prima il segno (+3); la carica di uno ione si scrive prima il numero (3+).