Reazione di ossidoriduzione
Salve a tutti!

Avrei bisogno di un aiuto riguardo le reazioni di ossidoriduzione. Il problema maggiore riguarda il riconoscimento dell'ambiente di reazione. Quando ho a disposizione un redox completa, ovvero con reagenti e prodotti lo riesco a capire, il problema sorge quando ho a disposizione solo i reagenti e devo trovare i prodotti.
Esempio:

MnO42- + I- ----> 

I vari composti a cui i possono andare li so in quanto ho a disposizione la tabella dei potenziali ma come capisco l'ambiente di reazione?
Grazie.
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Lo iodio nello ione ioduro ha numero di ossidazione -1, il suo minimo, perciò può solo ossidarsi secondo una delle seguenti semireazioni:
I- + 6OH- <==> IO3(-) + 3H2O + 6e-.....................E° = 0,26 V
2I- <==> I2 + 2e-...............................................E° = 0,62 V


Di conseguenza sarà il manganese (che nello ione manganato ha numero di ossidazione +6) a ridursi secondo una delle seguenti semireazioni:
MnO4(2-) + 2H2O +2e- <==> MnO2 + 4OH-..............E° = 0,60 V
MnO4(2-) + 5H+ + 4e- <==> HMnO2(-) + 2H2O.........E° = 1,23 V

Considerato che la semicoppia che si comporta da ossidante deve avere E° maggiore rispetto all'altra semicoppia, una possibile combinazione è:
MnO4(2-) + 2H2O +2e- <==> MnO2 + 4OH-..............E° = 0,60 V
I- + 6OH- <==> IO3(-) + 3H2O + 6e-......................E° = 0,26 V
che, dopo bilanciamento, porta alla seguente redox:
3MnO4(2-) + I- + 3H2O --> 3MnO2(s) + IO3(-) + 6OH-

L'altra combinazione è:
MnO4(2-) + 5H+ + 4e- <==> HMnO2(-) + 2H2O.........E° = 1,23 V
2I- <==> I2 + 2e-................................................E° = 0,62 V
che, dopo bilanciamento, porta alla seguente redox:
MnO4(2-) + 4I- + 5H+ --> HMnO2(-) + 2I2 + 2H2O

Quindi, sulla carta, si può bilanciare la redox sia in ambiente basico che in ambiente acido.
Ciao
Luisa

Dal laboratorio se ne usciva ogni sera, e più acutamente a fine corso, con la sensazione di avere “imparato a fare una cosa”;
il che, la vita lo insegna, è diverso dall’avere “imparato una cosa”.
(Primo Levi)


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In questo caso che sia risolta in ambiente acido o in quello basico non fa differenza in quanto entrambe le risoluzioni sono corrette.
Ma in questo caso come agisco?

es. Au3+H2O2---->

Au3+ va a Au mentre H2O2 va a O2. Come mai però nella risoluzione per bilanciare le cariche sono stati usati ioni OH-?
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2 Au3+ + 3 H2O2 + 6 OH- → 2 Au + 3 O2 + 6 H2O
Sensa schei né paura ma coa tega sempre dura
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In condizioni standard, una redox è tanto più favorita da un punto di vista energetico quanto maggiore è la differenza di potenziale di riduzione standard tra le due semicoppie.

1) Au(3+) + 3e- <==> Au..........................E° = 1,50 V
2) H2O2 <==> O2 + 2H+ + 2e-...................E° = 0,68 V
3) H2O2 + 2OH- <==> O2 + 2H2O + 2e-.......E° = -0,15 V

E° cella (1-2) = 1,50 - 0,68 = 0,82 V
E° cella (1-3) = 1,50 - (-0,15) = 1,65 V

Quindi è maggiormente favorita la redox:
2Au(3+) + 3H2O2 + 6OH- --> 2Au +3O2 +6H2O
Ciao
Luisa

Dal laboratorio se ne usciva ogni sera, e più acutamente a fine corso, con la sensazione di avere “imparato a fare una cosa”;
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(Primo Levi)


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