2018-05-31, 13:42 (Questo messaggio è stato modificato l'ultima volta il: 2018-05-31, 13:44 da Fermio.) Buongiorno,
oggi durante una esercitazione, in cui mi son detto ancora una volta quanto sia importante leggere 5 volte il testo prima di cominciare a scrivere e fare un'analisi qualitativa globale prima di andare come un treno, sono incappato in una cella elettrochimica con un semielemento che mi ha fatto storcere il naso e non poco, la cui mia soluzione mi ha lasciato un po' perplesso.
Come studiato e incontrato in ogni traccia presente sia sul libro di testo che in quello degli esercizi, tutte le volte che si è in presenza di un semielemento in cui si fa gorgogliare una specie gassosa (come H2 a P=1 atm) o si ha sviluppo di gas dalla riduzione degli ioni H3O+ in ambiente acido ad H2, il metallo prediletto è il platino (platinato meglio ancora per favorire l'aggregamento delle molecole gassose e lo sviluppo di gas).
Stavolta però, a farne le veci c'era il rame Cu (e dall'altra parte c'era lo Zn), con H2SO4 in soluzione e pH=1 e ioni Zn2+ a concentrazione nota e i dati forniti erano la E°(Zn2+/Zn) e la E°(Cu2+/Cu).
Il classico esercizio in cui scrivere i processi ossido-riduttivi che avvenivano sui semielementi, assegnare polarità e calcolarne la f.e.m.
Nessun problema, se non quando mi sono ritrovato a ragionare proprio su questa situazione a me sconosciuta. Le mie perplessità erano nate quando stavo cercando di calcolare il potenziale di questo elettrodo. Ero partito a scrivere due reazioni, quella di riduzione dell'H3O+ e del Cu2+. Presto però mi sono accorto che... (e mi sono convinto dell'osservazione a partire dalla mancanza della concentrazione di ioni Cu2+ in soluzione) che di fatto oltre i Cu2+ del metallo presenti nell'interfase, non esisteva nessuna reazione di riduzione di questi ioni, potendo eliminarla come incognita. L'osservazione successiva è stata: bene, ciò significa che allora gli elettroni provenienti dall'ossidazione del Zn2+ + 2e-
Zn non potevano essere utili che agli ioni H3O+. E il potenziale standard del Cu2+/Cu? Entra, non entra? Nel dubbio e un po' a istinto mi son detto che era un dato che non potevo sottovalutare e allora ho scelto di scrivere questa cosa qui:
E=E°(Cu2+/Cu) + E°(H3O+/H2) (=0.000V) + 0.0591/2*log[H3O+]^2, pensando il coefficiente di attività unitario in caso di idealità. Il risultato è stato ottenere un potenziale E minore di quello standard del Cu2+/Cu. Possibile?
Ad ora, continuando a tirare qualche somma... mi dico che è corretto considerare l'influenza dei due potenziali, sovrapponendoli. Ma sommandoli o sottraendoli?
oggi durante una esercitazione, in cui mi son detto ancora una volta quanto sia importante leggere 5 volte il testo prima di cominciare a scrivere e fare un'analisi qualitativa globale prima di andare come un treno, sono incappato in una cella elettrochimica con un semielemento che mi ha fatto storcere il naso e non poco, la cui mia soluzione mi ha lasciato un po' perplesso.
Come studiato e incontrato in ogni traccia presente sia sul libro di testo che in quello degli esercizi, tutte le volte che si è in presenza di un semielemento in cui si fa gorgogliare una specie gassosa (come H2 a P=1 atm) o si ha sviluppo di gas dalla riduzione degli ioni H3O+ in ambiente acido ad H2, il metallo prediletto è il platino (platinato meglio ancora per favorire l'aggregamento delle molecole gassose e lo sviluppo di gas).
Stavolta però, a farne le veci c'era il rame Cu (e dall'altra parte c'era lo Zn), con H2SO4 in soluzione e pH=1 e ioni Zn2+ a concentrazione nota e i dati forniti erano la E°(Zn2+/Zn) e la E°(Cu2+/Cu).
Il classico esercizio in cui scrivere i processi ossido-riduttivi che avvenivano sui semielementi, assegnare polarità e calcolarne la f.e.m.
Nessun problema, se non quando mi sono ritrovato a ragionare proprio su questa situazione a me sconosciuta. Le mie perplessità erano nate quando stavo cercando di calcolare il potenziale di questo elettrodo. Ero partito a scrivere due reazioni, quella di riduzione dell'H3O+ e del Cu2+. Presto però mi sono accorto che... (e mi sono convinto dell'osservazione a partire dalla mancanza della concentrazione di ioni Cu2+ in soluzione) che di fatto oltre i Cu2+ del metallo presenti nell'interfase, non esisteva nessuna reazione di riduzione di questi ioni, potendo eliminarla come incognita. L'osservazione successiva è stata: bene, ciò significa che allora gli elettroni provenienti dall'ossidazione del Zn2+ + 2e-
Zn non potevano essere utili che agli ioni H3O+. E il potenziale standard del Cu2+/Cu? Entra, non entra? Nel dubbio e un po' a istinto mi son detto che era un dato che non potevo sottovalutare e allora ho scelto di scrivere questa cosa qui:E=E°(Cu2+/Cu) + E°(H3O+/H2) (=0.000V) + 0.0591/2*log[H3O+]^2, pensando il coefficiente di attività unitario in caso di idealità. Il risultato è stato ottenere un potenziale E minore di quello standard del Cu2+/Cu. Possibile?
Ad ora, continuando a tirare qualche somma... mi dico che è corretto considerare l'influenza dei due potenziali, sovrapponendoli. Ma sommandoli o sottraendoli?
Citazione:“La vocazione dell'uomo di scienza è di spostare in avanti le frontiere della nostra conoscenza in tutte le direzioni, non solo in quelle che promettono più immediati compensi o applausi.”
E. Fermi
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