Definizione di Processo Redox e Agenti Intervenuti

Ogni processo redox comporta due reazioni classiche: riduzione e ossidazione. In riduzione, una specie è in grado di ridurre il suo stato di ossidazione poiché è in grado di accettare elettroni da un'altra specie. Nell'ossidazione, una specie è in grado di donare elettroni e aumentare così il suo stato di ossidazione.

Diamo un'occhiata al seguente esempio per chiarire il problema:

no_(S) → Na+_(AC)+1e^-

cl_{2 g)}+2e^- → 2Cl^-_(AC)

Osserviamo due reazioni, la prima è una reazione di ossidazione, in cui il sodio aumenta il suo stato di ossidazione diventando una specie carica (un catione) dopo aver perso un elettrone

. Invece, il cloro molecolare abbassa il suo stato di ossidazione guadagnando un elettrone. Ognuna di esse è chiamata semireazioni o semireazioni, poiché la reazione completa si verifica quando entrambe si verificano contemporaneamente e sarebbe la seguente:

2Na_(S)+Cl_{2 g)}+2e^- → 2Na⁺_(AC)+2e^-+ 2Cl^-_(AC)

Gli agenti ossidanti e riducenti

Due sono gli agenti intermedi fondamentali nel processo redox: l'ossidante e il riduttore. La specie ridotta è in grado di generare l'ossidazione di un'altra specie, quindi è chiamata agente ossidante. Mentre la specie che viene ossidata è in grado di favorire la riduzione di un'altra specie, per questo motivo viene chiamata agente riducente.

Se vediamo il caso precedente, il sodio ha aumentato il suo stato di ossidazione da 0 a +1, quindi si è ossidato, quindi Na è un agente riducente. Nel caso di Cl₂, è stato ridotto guadagnando elettroni, è passato dallo stato di ossidazione 0 a -1, quindi è un agente ossidante.

Queste reazioni sono sfruttate industrialmente nelle celle elettrochimiche. In essi, inserisci a corrente elettrica che consente il flusso di elettroni attraverso un circuito e, quindi, può verificarsi una reazione redox. Se la reazione redox che si verifica è spontanea, allora quella cellula non è altro che un mucchio come quelli che conosciamo dalle nostre case. Ora, se si verifica un processo redox nella cella, spontaneo, cioè la corrente viene utilizzata per formare in una certa direzione la reazione che l'unità cellulare è nota come elettrolitica.

Questo ci rende pensare che è necessario comprendere i processi redox in modo completo. Per questo studieremo come è la sua spontaneità. Quando una reazione avviene naturalmente, senza la necessità di formare una certa corrente necessaria affinché avvenga, il processo redox è spontaneo. Tale è il caso del seguente processo:

2 Ag⁺_(AC)+ Cu_(S) → Cu⁺²_(AC)+ 2 Ag_(S)

In questo caso, se un foglio del metallo rame solido all'interno a soluzione contenente ioni Ag+ (cationi d'argento), al raggiungimento del Bilancia, si osserva che la lastra di rame presenta un rivestimento biancastro, prodotto del deposito di argento solido sulla sua superficie.

Osservando ciò comprendiamo che l'Ag⁺ (catione d'argento) è ridotto ad argento solido, quindi è un agente ossidante. Considerando che, il rame solido è un agente riducente che si ossida alle specie Cu+ che si troveranno in soluzione. Quindi, con il passare del tempo, la presenza di cationi d'argento in soluzione diminuisce e la concentrazione di cationi Cu+2 aumenta. Ciò si verifica in questo senso poiché si è verificato un processo redox spontaneo.

Ora, se allo stesso foglio di rame del sperimentare prima lo immergiamo in una soluzione che contiene ioni zinco (anziché ioni argento) non osserveremo depositi solidi sulla lastra di rame e le concentrazioni di ioni Cu⁺² in soluzione e Zn⁺² in soluzione non variano. Questo perché una certa corrente che circola attraverso la cella elettrochimica è necessaria affinché la reazione avvenga in quella direzione.

Quindi, riassumendo i casi precedenti, la reazione tra Cu e Ag⁺ potrebbe essere condotta in una cella, mentre la reazione tra Cu e Zn⁺² per produrre Zn solido dovrebbe essere effettuato in una cella elettrolitica.

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