Riducente

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In chimica, viene detta riducente una specie chimica che cede elettroni ad un'altra specie chimica. Durante una reazione di ossidoriduzione, il numero di ossidazione di una specie riducente aumenta. Viene detta riduzione l'azione della specie riducente su un'altra specie, e quest'ultima, a cui sono stati ceduti elettroni, viene detta ridotta.[1]

La presenza di una specie riducente in una reazione chimica implica necessariamente anche la presenza di una specie ossidante; la reazione chimica che li coinvolge viene detta reazione redox.[1] Durante tale reazione, una specie riducente subisce un'ossidazione, o in altre parole è ossidata.

Esempi di riducenti[modifica | modifica wikitesto]

In generale, le specie riducenti possono essere suddivisi nelle seguenti categorie:

Comuni agenti riducenti[modifica | modifica wikitesto]

Vari agenti riducenti comuni e relativi prodotti[modifica | modifica wikitesto]

Agente Prodotto
Idrogeno H+, H2O
NADH NAD+
Metalli ioni metallici
Idrocarburi CO2 (anidride carbonica), H2O (acqua)

Riducenti e ossidanti in una reazione redox[modifica | modifica wikitesto]

Per distinguere le due specie in una redox è sufficiente osservare la variazione del numero di ossidazione delle singole sostanze all'inizio e al termine della reazione.[1]

Alcuni elementi e composti possono essere sia riducenti che ossidanti. Ad esempio, l'idrogeno si comporta da un agente riducente quando reagisce con i non metalli, mentre si comporta da agente ossidante quando reagisce con i metalli.

2 Li(s) + H2(g) → 2 LiH(s)

L'idrogeno si comporta da agente ossidante perché accetta una cessione di elettroni dal litio, che diviene pertanto ossidato.

Semireazioni: 2 Li(s)0 → 2 Li(s)+ + 2 e::::: H20(g) + 2 e → 2 H(g)

H2(g) + F2(g) → 2 HF(g)

L'idrogeno agisce come un agente riducente perché dona elettroni al fluoro, che in tal modo viene ridotto.

Semireazioni: H20(g) → 2 H+(g) + 2 e::::: F20(g) + 2 e → 2 F(g)

Esempi[modifica | modifica wikitesto]

Corrosione[modifica | modifica wikitesto]

Gli agenti riducenti e ossidanti sono i responsabili della corrosione, che è la "degradazione dei metalli in conseguenza dell'attività elettrochimica".[3] Affinché il processo di corrosione possa avere luogo, occorre che vi siano un anodo e un catodo. L'anodo è un elemento che perde elettroni (agente riducente), di conseguenza l'ossidazione avviene nell'anodo, mentre il catodo è un elemento che acquista elettroni (agente ossidante), di conseguenza la riduzione avviene nel catodo. La corrosione avviene ogni volta che vi è una differenza nel potenziale di ossidazione. Quando questa si determina il metallo dell'anodo comincia a deteriorarsi, poiché c'è un collegamento elettrico e la presenza di un elettrolita.

Formazione di acido fluoridrico[modifica | modifica wikitesto]

Si consideri come esempio la seguente reazione:

In questo caso l'idrogeno passa dallo stato elementare (n.o. 0) ad un composto (l'acido fluoridrico) in cui per differenza di elettronegatività con il fluoro è costretto a cedere il proprio elettrone (n.o. +1). Viceversa il fluoro passa dallo stato elementare (n.o. 0) all'acido fluoridrico, in cui prevalendo per elettronegatività strappa un elettrone all'idrogeno (n.o. -1):

  • L'idrogeno è la specie riducente, ha subito un'ossidazione e alla fine della reazione è ossidato a +1 (il numero di ossidazione aumenta)
  • Il fluoro è la specie ossidante, ha subito una riduzione e alla fine della reazione è ridotto a -1 (il numero di ossidazione si riduce).

Formazione di ossido di ferro(III)[modifica | modifica wikitesto]

Un altro esempio di reazione redox è la formazione di ossido di ferro(III);

4Fe + 3O2 → 2Fe23+O36-

Nell'equazione precedente, il ferro (Fe) ha un numero di ossidazione di 0 prima e di 3+ dopo la reazione. Per l'ossigeno (O) il numero di ossidazione iniziale era 0 ed è diminuito a 2−. Questi cambiamenti possono essere descritti come due "semireazioni" che avvengono contestualmente:

  1. Semireazione di ossidazione: Fe0 → Fe3+ + 3e
  2. Semireazione di riduzione: O2 + 4e → 2 O2−

Il ferro (Fe) è stato ossidato perché il numero di ossidazione è aumentato. Il ferro è l'agente riducente perché ha ceduto elettroni all'ossigeno (O2). A sua volta, l'ossigeno (O2) è stato ridotto perché il numero di ossidazione è diminuito ed è l'agente ossidante perché ha preso elettroni dal ferro (Fe).

Caratteristiche degli agenti riducenti[modifica | modifica wikitesto]

Gli atomi o le molecole fortemente riducenti perdono (oppure donano) facilmente elettroni. Un atomo con un nucleo atomico relativamente grande tende ad essere un migliore riducente. In questa specie, la distanza dal nucleo agli elettroni di valenza è così grande che questi elettroni non sono così strettamente attratti al nucleo rispetto ad altri. Questi elementi tendono ad essere agenti riducenti forti. I buoni agenti riducenti tendono ad essere composti da atomi con bassa elettronegatività (la capacità di un atomo o molecola per attrarre elettroni di legame, e da specie con una energie di ionizzazione relativamente piccole che servono anche come buoni agenti riducenti. "La misura della capacità posseduta da un materiale per ossidare o perdere elettroni è nota come il suo potenziale di ossidazione".[3] La tabella sottostante mostra alcuni potenziali di riduzione che possono essere facilmente cambiati in potenziali di ossidazione semplicemente per l'inversione del loro segno. Gli agenti riducenti possono essere classificati in base alla loro crescente forza che va di pari passo ai potenziali di ossidazione. L'agente riducente è più forte quando ha un potenziale di ossidazione più positivo e risulta più debole quando ha un potenziale di ossidazione negativo. La seguente tabella fornisce i potenziali di riduzione dello specifico agente riducente alla temperatura di 25 °C.

Agente ossidante Agente riducente Potenziale di ossido-riduzione (V)
Li+ + e = Li −3.04
Na+ + e = Na −2.71
Mg2+ + 2e = Mg −2.38
Al3+ + 3e = Al −1.66
2H2O(l) + 2e = H2(g) + 2OH −0.83
Cr3+ + 3e = Cr −0.74
Fe2+ + 2e = Fe −0.44
2H+ + e = H2 0.00
Sn4+ + 2e = Sn2+ +0.15
Cu2+ + e = Cu+ +0.16
Ag+ + e = Ag +0.80
Br2 + 2e = 2Br +1.07
Cl2 + 2e = 2Cl +1.36
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O +1.49

Per individuare qual è l'agente riducente più forte, è sufficiente cambiare il segno del suo rispettivo potenziale di riduzione per trasformarlo in potenziale di ossidazione. Più grande è il numero, più forte è l'agente riducente. Ad esempio, tra Na, Cr, Cu e Cl, Na è la specie riducente più forte e Cl è quella più debole.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ a b c Washington University in St. Louis - Redox Reactions
  2. ^ Aufray M, Menuel S, Fort Y, Eschbach J, Rouxel D, Vincent B, New Synthesis of Nanosized Niobium Oxides and Lithium Niobate Particles and Their Characterization by XPS Analysis, in Journal of Nanoscience and Nanotechnology, vol. 9, nº 8, 2009, pp. 4780–4789, DOI:10.1166/jnn.2009.1087.
  3. ^ a b Electrode Reduction and Oxidation Potential

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

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