Riduzione
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In chimica, si dice che un elemento subisce riduzione quando subisce una addizione (totale o parziale) di elettroni, che si traduce nella diminuzione del suo numero di ossidazione.
Tale addizione di elettroni può avvenire ad opera di un altro elemento, che subisce così il complementare processo di ossidazione, o per applicazione di una corrente continua di segno negativo, come nell'elettrolisi.
Ogni riduzione avviene contemporaneamente ad un'ossidazione in un processo che prende il nome generico di ossido-riduzione, spesso abbreviato in redox.
Ad ogni reazione di riduzione è associato un potenziale elettrodico, E, legato alle concentrazioni delle specie ossidata ([oss]) e ridotta ([rid]) secondo l'andamento descritto dall'equazione di Nernst.
![E = E_0 + \frac{RT}{nF}\ln\frac{[oss]^a}{[rid]^b}](../../../math/5/b/f/5bff7f7e71cbc571f36c5f02c94a949a.png)
in cui
- E0 è il potenziale normale in condizioni standard
- R è la costante dei gas
- T è la temperatura, espressa in gradi Kelvin
- n è il numero di elettroni acquisiti dall'elemento che si riduce
- F è il prodotto tra il numero di Avogadro e la carica elettrica dell'elettrone ed è detta costante di Faraday
- a e b sono i coefficienti stechiometrici delle specie ossidata e ridotta nella semireazione
A una generica temperatura
![E = E_0 + \frac{0,0002T}{n}\log\frac{[oss]^a}{[rid]^b}](../../../math/5/5/8/5589918f58d6c5daf2010d5b08c8000b.png)
A 298K (ovvero 25°C), il rapporto RT/F è uguale a 0,059.
I potenziali standard di riduzione sono riportati in letteratura. Sono i potenziali misurati ponendo a 1 la concentrazione molare della specie ossidata e ridotta per confronto con la riduzione dello ione H+ a idrogeno.
Per convenzione, infatti, il potenziale di riduzione della reazione
con [H+] = 1 mol/L e con la pressione di H2 pari ad 1 atm, è posto uguale a zero.
