Titolazione redox dell'acqua ossigenata
Salve, scrivo  perché vorrei chiarire un dubbio forse un po' stupido ma sinceramente non ne vengo a capo  pur avendoci ragionato un po'...non capisco come sia possibile che il permanganato riesca ad ossidare l'acqua ossigenata se in ambiente acido il potere ossidante del perossido di idrogeno è molto favorito e in base ai potenziali standard dovrebbe essere il permanganato a ossidarsi (so bene che il suo stato max. di ossidazione è +7) e il perossido a ridursi?
Questi i potenziali in ambiente acido:
(E°H2O2=+1,78) (E°MnO4-=+1,51)  
Vi ringrazio in anticipo :-)
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Sbagli a scegliere la coppia redox relativa all'H2O2 :-(

Nella tabella dei potenziali normali di ossidoriduzione le coppie redox sono tutte scritte come degli equilibri di riduzione; quelle che devi prendere in considerazione sono:
a) O2 + 2H+ + 2 e- <==> H2O2............................E° = 0,69 V
b) MnO4- + 8H+ + 5e- <==> Mn2+ + 4H2O.............E° = 1,51 V
c) H2O2 + 2H+ + 2e- <==> 2H2O..........................E° = 1,78 V

L'H2O2 si comporta da ossidante, riducendo se stesso, nei confronti di tutte le specie ridotte aventi un E° minore. Possono perciò avvenire le seguenti redox:
a-c): l'H2O2 ossida se stesso in ambiente acido secondo la seguente reazione di autodecomposizione:
a) H2O2 --> O2 + 2H+ + 2e-
c) H2O2 + 2H+ + 2e- --> 2H2O
-------------------------------
2H2O2 --> O2 + 2H2O

b-c) l'H2O2 ossida lo ione Mn2+ a MnO4- in ambiente acido riducendosi ad H2O:
b) 2 x (Mn2+ + 4 H2O --> MnO4- + 8H+ + 5e-)
c) 5 x (H2O2 + 2H+ + 2e- --> 2H2O)
----------------------------------------------
2 Mn2+ + 5H2O2 --> 2MnO4- + 2H2O + 6H+

Lo ione MnO4- si comporta da ossidante, riducendo se stesso, nei confronti di tutte le specie ridotte aventi un E° minore. Può perciò avvenire la seguente redox:
a-b) l'MnO4- ossida l'H2O2 ad O2 in ambiente acido riducendosi a Mn2+:
a) 5 x (H2O2 --> O2 + 2H+ + 2e-)
b) 2 x (MnO4- + 8H+ + 5e- <==> Mn2+ + 4H2O)
---------------------------------------------------
5H2O2 + 2 MnO4- + 6H+ --> 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O
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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(2017-05-11, 11:24)LuiCap Ha scritto: Sbagli a scegliere la coppia redox relativa all'H2O2 :-(

Nella tabella dei potenziali normali di ossidoriduzione le coppie redox sono tutte scritte come degli equilibri di riduzione; quelle che devi prendere in considerazione sono:
a) O2 + 2H+ + 2 e- <==> H2O2............................E° = 0,69 V
b) MnO4- + 8H+ + 5e- <==> Mn2+ + 4H2O.............E° = 1,51 V
c) H2O2 + 2H+ + 2e- <==> 2H2O..........................E° = 1,78 V

L'H2O2 si comporta da ossidante, riducendo se stesso, nei confronti di tutte le specie ridotte aventi un E° minore. Possono perciò avvenire le seguenti redox:
a-c): l'H2O2 ossida se stesso in ambiente acido secondo la seguente reazione di autodecomposizione:
a) H2O2 --> O2 + 2H+ + 2e-
c) H2O2 + 2H+ + 2e- --> 2H2O
-------------------------------
2H2O2 --> O2 + 2H2O

b-c) l'H2O2 ossida lo ione Mn2+ a MnO4- in ambiente acido riducendosi ad H2O:
b) 2 x (Mn2+ + 4 H2O --> MnO4- + 8H+ + 5e-)
c) 5 x (H2O2 + 2H+ + 2e- --> 2H2O)
----------------------------------------------
2 Mn2+ + 5H2O2 --> 2MnO4- + 2H2O + 6H+

Lo ione MnO4- si comporta da ossidante, riducendo se stesso, nei confronti di tutte le specie ridotte aventi un E° minore. Può perciò avvenire la seguente redox:
a-b) l'MnO4- ossida l'H2O2 ad O2 in ambiente acido riducendosi a Mn2+:
a) 5 x (H2O2 --> O2 + 2H+ + 2e-)
b) 2 x (MnO4- + 8H+ + 5e- <==> Mn2+ + 4H2O)
---------------------------------------------------
5H2O2 + 2 MnO4- + 6H+ --> 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O

Grazie mille , davvero!
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