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Home Chimica

Potenziale normale di riduzione

di Chimicamo
15 Ottobre 2022
in Chimica, Chimica Analitica, Elettrochimica
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La serie dei potenziali normali di riduzione- chimicamo

La serie dei potenziali normali di riduzione- chimicamo

Il potenziale normale di riduzione è una misura che indica se una specie chimica ha tendenza a ridursi

Per ogni cella elettrochimica, la forza elettromotrice f.e.m. a una determinata temperatura dipende da due fattori:  la natura della reazione che vi si svolge e la concentrazione delle varie specie presenti.

Per poter stabilire i potenziali all’elettrodo E° standard o normali relativi a ogni semipila si è scelto come elettrodo di confronto un elettrodo a idrogeno a cui è stato arbitrariamente attribuito un potenziale E° = 0.00 V.

Esso è formato da una lamina di platinoPlatino la cui superficie è ricoperta di platino spugnoso (nero platino) . La lamina è immersa per 2/3 in una soluzione acquosa di ioni H+ la cui concentrazione è 1 M. Sulla superficie della lamina viene fatto gorgogliare idrogeno alla pressione di 1 atm .

L’elettrodo è così schematizzato :
Pt/H2 ( 1 atm)/H+ ( 1 M)

Si stabilisce l’equilibrio elettrodico : 2 H+ + 2e– → H2 ( gas)

Collegando all’elettrodo di riferimento le varie semipile si è potuta misurare la f.e.m. generata, che è stata assunta come valore del potenziale standard E° dell’elettrodo considerato

f.e.m. = E° – 0.00 V = E°

Se il metallo  dimostra più facilità a ridursi rispetto a H+ gli si attribuisce segno positivo, in caso contrario, negativo.

La serie dei potenziali normali di riduzione è di grande utilità pratica, infatti, semireazioni oltre a fornire una spiegazione di molti fenomeni naturali spontanei come ad esempio la corrosione, e a accorgimenti per convertire l’energia chimica in energia elettrica, ci permette di prevedere se una reazione avviene spontaneamente.

Una reazione di ossido-riduzione può avvenire spontaneamente e può fornirci energia elettrica dando luogo ad una pila se la somma dei potenziali di ossidazione e di riduzione è positiva; tale somma corrisponde anche al voltaggio massimo ottenibile dalla pila , quando le concentrazioni delle specie disciolte sono unitarie.

Immaginiamo ad esempio di far gorgogliare cloro gassoso in una soluzione contenente ioduro : ci proponiamo di sapere se la reazione avviene spontaneamente.

  Legge di Raoult: deviazioni positive e negative

Dalla tabella dei potenziali standard di riduzione estrapoliamo i rispettivi potenziali :
I2 + 2 e– → 2 I–             E° = 0.536 V

Cl2 + 2 e– → 2 Cl–             E° = 1.359 V

Ovviamente, essendo queste due semireazioni di riduzione, esse non possono avvenire contemporaneamente e le semireazioni che ci interessano per indagare sul nostro sistema sono :
Cl2 → 2 Cl– + 2 e–  il cui potenziale è 1.359 V e

2 I–→ I2 + 2 e– il cui potenziale è , in valore assoluto uguale a quello relativo alla semireazione di riduzione, ma con il segno cambiato ovvero : – 0.536 V.

Il potenziale complessivo relativo alla reazione è dato dalla somma del potenziale di ossidazione e del potenziale di riduzione ovvero : 1.359 – 0.536 = 0.823 V. Essendo tale potenziale maggiore di zero la reazione avviene spontaneamente.

Esercizi

1)       Prevedere se la reazione Cu +2 H+→ Cu2+ + H2 avviene spontaneamente.

Dalla tabella dei potenziali standard di riduzione troviamo :
Cu2+ + 2 e– → Cu   E° = 0.34 V

2 H+ + 2e–→H2     E° = 0.00 V

Dobbiamo considerare il potenziale relativo all’ossidazione di Cu che vale – 0.34 V.

Sommando i due potenziali si ha : – 0.34 + 0.00 = – 0.34 V quindi tale reazione non avviene spontaneamente ed infatti il rame non si scioglie negli acidi a meno che questi ultimi non abbiano un potere ossidante maggiore di quello proprio dello ione H+.

2)     Prevedere se la reazione Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu avviene spontaneamente.

I potenziali normali di riduzione sono i seguenti :

Fe2+ + 2 e– → Fe   E° = – 0.44 V

Cu2+ + 2 e– → Cu   E° = + 0.34 V

Poiché dobbiamo considerare la semireazione di ossidazione del ferro il potenziale relativo è     pari a + 0.44 V. Il potenziale complessivo vale 0.44 + 0.34 = 0.74 V per cui la reazione avviene  spontaneamente.

 

 

Tags: cella elettrochimicacorrosioneelettrodo a idrogenoesercizi svolti

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Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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