stabilire se una reazione redox è spontanea con l'utilizzo dei potenziali standard

[cri98]

date tre reazioni di ossido riduzione verificare se sono spontanee o meno.
lascio in allegato il mio svolgimento.

Grazie,

[LuiCap]

Tutte e tre le conclusioni sono corrette, però le motivazioni non sono quelle che hai scritto o, quantomeno, le prime due le hai scritte in modo errato.
Nell'ultima reazione hai scelto in modo sbagliato l'equilibrio in cui è coinvolto il ferro:
Cr3+ + 3 e- Cr....................E° = -0,744 V
Fe2+ + 2 e- Fe....................E° = -0,45 V
Prese singolarmente queste reazioni sono entrambe di equilibrio e possono andare sia in un verso e i valori numerici E° sono entrambi potenziali standard di riduzione nei confronti dell'elettrodo standard ad idrogeno a cui, per convenzione, viene assegnato il valore 0,00 V.
Se invece li confrontiamo tra loro, poiché l'E° di riduzione -0,45 V è maggiore dell'E° di riduzione -0,744 V, significa che lo ione Fe2+ ha una tendenza a ridursi maggiore rispetto allo ione Cr3+.
Quindi le due semireazioni procedono spontaneamente nel seguente modo:
Cr Cr3+ + 3 e-
Fe2+ + 2 e- Fe
Dopo aver bilanciato il numero degli elettroni e sommato le due semireazioni si ottiene la redox spontanea che avviene:
2 x (Cr Cr3+ + 3 e-)
3 x (Fe2+ + 2 e- Fe)
-------------------------------------------------------------------------
2 Cr + 3 Fe2+ 2 Cr3+ + 3 Fe
che è esattamente quella indicata nel testo.

Per le prime due reazioni il discorso è analogo.
Non ha senso scrivere:
E° rid > E° ox
0,3419 > 0,7996
0,3419 > 0,771
I potenziali standard di ossidazione sono numericamente uguali a quelli di riduzione, ma con il segno algebrico opposto:
0,3419 > -0,7996
0,3419 > -0,771

[cri98]

ciao Luisa,

sono d'accordo con te.
nel caso delle prime due reazioni redox sono d'accordo sul fatto che nel caso di ossidazioni i potenziali assumono segno negativo. osservando la relazione :
0,3419 > -0,7996

0,3419 > -0,771

sembrerebbe che anche queste due reazioni siano spontanee cosa che è errata.
la mia domanda è quindi come faccio a dimostrare esplicitamente che le prime due reazioni non sono spontanee (attraverso calcolo numerico).

avevo pensato di considerare l'energia libera di Gibbs (variazioneG=n x F x E)

n= numero di elettroni scambiati
F= costante di Faraday
E = potenziale

Grazie,

[LuiCap]

http://online.scuola.zanichelli.it/perco...Taddei.pdf

[LuiCap]

Riguardo ai potenziali standard di riduzione e di ossidazione non mi sono spiegata bene.

Se si usano i potenziali standard di riduzione per le prime due reazioni si deve scrivere:

E°(Cu2+/Cu) 0,3419 < E°(Ag+/Ag) 0,7996 quindi la reazione spontanea è:
2 Ag+ + Cu 2 Ag + Cu2+
Essendo la reazione assegnata l'inverso di questa, significa che non è spontanea.

E°(Cu2+/Cu) 0,3419 < E°(Fe3+/Fe2+) 0,771 quindi la reazione spontanea è:
2 Fe3+ + Cu 2 Fe2+ + Cu2+
Essendo la reazione assegnata l'inverso di questa, significa che non è spontanea.

Se si usano i potenziali standard di ossidazione per le prime due reazioni si deve scrivere:

E°(Cu2+/Cu) -0,3419 > E°(Ag+/Ag) -0,7996 quindi la reazione spontanea è:
2 Ag+ + Cu 2 Ag + Cu2+
Essendo la reazione assegnata l'inverso di questa, significa che non è spontanea.

E°(Cu2+/Cu) -0,3419 > E°(Fe3+/Fe2+) -0,771 quindi la reazione spontanea è:
2 Fe3+ + Cu 2 Fe2+ + Cu2+
Essendo la reazione assegnata l'inverso di questa, significa che non è spontanea.

[cri98]

ciao Luisa,

io parlavo di questo:
https://www.mcurie.edu.it/files/belli.si...sibile.pdf

in particolare:
Per sapere se le reazioni sono o meno spontanee nel verso indicato, è necessario che l’E° di riduzione della specie che si riduce sia maggiore dell’E° di riduzione della specie che si ossida. Ti ricordo, infatti, che tanto più grande è il valore del potenziale di riduzione di una certa specie e tanto più grande è la sua attitudine ad acquisire elettroni. Nel caso delle reazioni redox, la spontaneità può essere dedotta direttamente dai valori di E° poichè il potenziale di reazione è legato alla variazione di energia libera, ΔG , dalla seguente relazione: ΔG = -nFE

grazie,

---

ciao Luisa

ok non avevo letto l'ultimo messaggio.


adesso mi è tutto chiaro "<" 

per avere un ulteriore confronto:
secondo te sarebbe utile utilizzarla ΔG = -nFE ?

Grazie!

[LuiCap]

Se vuoi, puoi calcolare il ΔG° di ogni reazione, ma avendo a disposizione i potenziale standard di riduzione delle singole semicoppie, ritengo sia più semplice calcolare la costante di equilibrio di ogni reazione.
Infatti all'equilibrio si ha:
E(cella) = 0
perciò:
E°(cella) = E°(catodo) - E°(anodo) = (RT/nF)ln Keq
Nel verso spontaneo, per la prima reazione si ha:
0,7996 - 0,3419 = 0,05916/2 log Keq
Keq = 2,97·10^15 >>> 1, quindi la redox può essere considerata completa.
La reazione inversa, non spontanea, ha una Keq di 1/2,97·10^15 = 3,36·10^-16 <<< 1