Vincenzo98
2018-08-19 14:31
Le domande sono solo quelle in grassetto.
1
Completare la seguente reazione di ossidoriduzione nella quali il cromo metallico reagisce con una
soluzione di sodio cloruro:
Cr + NaCl -->
(a) Scrivere le semireazioni di riduzione ed ossidazione e la redox in forma ionica ed in forma completa.
(b) Si calcolino il ΔE ed il ΔE° della redox indicata sopra usando le tavole dei potenziali si riduzione e si
indichi in quale verso la reazione è spontanea.
(c) Scrivere la pila che si viene a formare dalle due coppie ioniche date secondo la convenzione
internazionale.
(d) Disegnare una cella galvanica che funzioni secondo la redox indicata in (c) ed indicarne le polarità.
Svolgimento
(a) Cr° --> Cr(+3) + 3e(-) OX e 3*(Na(+) + 1e(-) --> Na°) RED
redox in forma ionica: Cr° + 3Na(+) --> Cr(+3) + 3Na°
redox in forma completa: Cr° + 3NaCl --> CrCl3 + 3Na°
b) ΔE° redox = ΔE°(Na(+)/Na) - ΔE°(Cr(+3)/Cr) = -2,7019 V – (-0,74 V) = - 1,9619 V
ΔE redox = ΔE° redox - 0,059V/3*log [Cr(+3)]/[Na+]^3 semplificando le concentrazioni dei metalli allo stato di
ossidazione zero.
La reazione spontanea è da destra a sinistra.
c) (-) Na/Na+//Cr+3/Cr (+)
Domande :
Perchè la OX è questa Cr° --> Cr(+3) + 3e(-) e non può essere questa : Cr° --> Cr(+2) + 2e(-) ?
Perchè qui è possibile semplificare le concentrazioni dei metalli allo stato di ossidazione zero ?
2.
I metalli alcalini reagiscono spontaneamente con acqua per produrre idrogeno gassoso.
a) Completare la redox:
Li (s) + H2O (l) ---->
bilanciando le semireazioni per la produzione di una mole di idrogeno.
b) Calcolare la ddp (o ΔE) della relativa pila.
Svolgimento:
2Li (s) + 2H2O (l) ----> H2 (g) + 2LiOH
2Li° ----> 2Li(+) + 2e(-)
2H+ (aq) + 2e- ----> H2 (g)
Considerando le [H+] =[Li+]=10^(-7) M e pH2 = 1 atm si ottiene:
ΔE pila= 0,00 V + (0,0592 V/2) * log(10^(-7))^2 /1 - (-3,045 V) - (0,0592 V/2) * log(10^(-7))^2 = + 3,045 V
Domanda:
Perchè qui usiamo : [H+] =[Li+]=10^(-7) M e pH2 = 1 atm e perchè proprio con questi valori.
3.
Determinare il potenziale di un elettrodo ad idrogeno in condizioni non standard, vale a dire in
concentrazione di acido pari a 1 x 10^(-3) M :
Pt / H2 (P=1 atm) / H(+) (1x 10^(-3) M)
Svolgimento:
Ricordando che la semireazione di riferimento è la riduzione:
2H(+) + 2e(-) ------> H2 gas
per la quale si scrive la eq. di Nernst di elettrodo:
ΔE (H(+)/H2) = ΔE°(H(+)/H2) + 0,059 V/2 * log ([H+]^2/pH2) = ΔE°(H(+)/H2) + 0,059 V/2 * log([H+]^2 / 1) = 0,059V log[H+]
= -0,059 V pH = -0,059 x 3 = -0,177 V
essendo ΔE°(H(+)/H2) = 0,0000 V, cioè il potenziale dell’elettrodo a idrogeno standard per convenzione è
uguale a 0 a tutte le temperature.
Domanda :
Perchè qui la semireazione di riferimento è la riduzione ? Io sò che se non si accoppia ad un'altra semicella non si sa se avviene una RED o una OX.
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