Spontaneità di una reazione dai potenziali. Esempi svolti

I potenziali normali di riduzione misurano quanto una specie acquista elettroni con facilità. In particolare forniscono una misura della posizione di equilibrio in semireazioni quali, ad esempio:

Zn2+(aq) + 2 e ⇄ Zn(s)    E° = – 0.76 V

Cu2+(aq) + 2 e ⇄ Cu(s)    E° = + 0.34 V

Quanto più è negativo il valore di E° tanto più l’equilibrio è spostato a sinistra. 

Quando due di queste semireazioni sono associate gli elettroni si spostano da un sistema all’altro. Ovviamente si dovrà considerare una semireazione nel senso della riduzione e l’altra, conseguentemente, nel senso dell’ossidazione. Per prevedere come avviene spontaneamente la reazione si deve considerare come semireazione di ossidazione quella che ha il valore di E° più basso. Si rammenti infatti che a ciascuna semireazione di ossidazione è associato un valore di E° uguale in modulo, ma con il segno opposto, rispetto a quello associato alla semireazione di riduzione.

Esempi svolti.

1)      Valutare se il magnesio reagisce con l’acido solforico diluito.

Innanzi tutto bisogna disporre di una tabella dei potenziali normali di riduzione e cercare le semireazioni appropriate. Nel caso richiesto le semireazioni di riduzione che devono essere considerate sono:

Mg2+(aq) + 2 e ⇄ Mg(s)    E° = – 2.37 V

2 H+(aq) + 2 e ⇄ H2(g)   E° = 0.00 V

Tenendo conto che lo ione solfato agisce da spettatore e non gioca alcun ruolo.

Si può notare che la prima semireazione, scritta da destra a sinistra, è:
Mg(s)     ⇄ Mg2+(aq) + 2 e   E° = + 2.37 V

che sommata alla seconda dà:

Mg(s)   +  2 H+(aq)  ⇄ Mg2+(aq) + H2(g) 

per la quale E° = 2.37 + 0.00 =  + 2.37 V

Il magnesio quindi reagisce in ambiente acido perdendo elettroni e trasformandosi in ione magnesio; al contempo  gli idrogenioni acquistano gli elettroni persi dal magnesio trasformandosi in idrogeno gassoso.

 

2)      Valutare se il rame reagisce con l’acido solforico

Nel caso richiesto le semireazioni di riduzione che devono essere considerate sono:

Cu2+(aq) + 2 e ⇄ Cu(s)    E° = + 0.34  V

2 H+(aq) + 2 e ⇄ H2(g)   E° = 0.00 V

Si può notare che la prima semireazione, scritta da destra a sinistra, è:
Cu(s)     ⇄ Cu2+(aq) + 2 e   E° = – 0.34 V

che sommata alla seconda dà:

Cu(s)   +  2 H+(aq)  ⇄ Cu2+(aq) + H2(g) 

per la quale E° = – 0.34 + 0.00 =  – 0.34 V

Essendo E° minore di zero la reazione non avrà luogo spontaneamente.

3)      Valutare se l’ossigeno ossida l’idrossido di ferro (II) a idrossido di ferro (III) in ambiente basico

Nel caso richiesto le semireazioni che devono essere considerate sono:

Fe(OH)3(s) + 1 e⇄ Fe(OH)2(s) + OH(aq)    E° = – 0.56 V

O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e ⇄ 4 OH(aq)    E° = + 0.40 V

Poiché dal testo viene richiesto se l’idrossido di ferro (II) viene ossidato a idrossido di ferro (III) riscriviamo la prima semireazione da destra a sinistra:

Fe(OH)2(s) + OH(aq)   ⇄ Fe(OH)3(s) + 1 e–    E° = + 0.56 V

Sommiamo tale semireazione moltiplicata per 4 alla seconda e, dopo le opportune semplificazioni si ottiene:

4 Fe(OH)2(s) +  O2(g) + 2 H2O(l)  ⇄4  Fe(OH)3(s)    E° = 0.56 + 0.40 = 0.96 V

Il potenziale associato alla reazione complessiva è maggiore di zero e pertanto la reazione avviene

4)      Valutare se il cloro ossida lo ione manganese (II) a ione manganato (VII)

Nel caso richiesto le semireazioni che devono essere considerate sono:

MnO4 (aq)  + 8 H+(aq)  + 5 e⇄ Mn2+(aq) + 4 H2O(l)   E° = + 1.51 V

Cl2(g) + 2 e ⇄ 2 Cl(aq)    E° = + 1.36 V

Poiché dal testo viene richiesto se il cloro ossida lo ione manganese (II) a ione manganato (VII) riscriviamo la prima semireazione da destra a sinistra:

Mn2+(aq) + 4 H2O(l)  ⇄ MnO4 (aq)  + 8 H+(aq)  + 5 e   E° = – 1.51 V

Cl2(g) + 2 e ⇄ 2 Cl(aq)    E° = + 1.36 V

Sommiamo tale semireazione moltiplicata per 2 alla seconda moltiplicata per 5 e, dopo le opportune semplificazioni si ottiene:

2 Mn2+(aq) +8 H2O(l)  5 Cl2(g) ⇄ 2 MnO4 (aq)  + 16 H+(aq)  + 10 Cl(aq)    E° = – 1.51 + 1.36 = – 0.15 V

Il potenziale associato alla reazione complessiva è minore di zero e pertanto la reazione non avviene

5)      Valutare se il rame reagisce con l’acido nitrico diluito

In questo caso sorgono maggiori complicazioni in quanto vi sono due possibilità con le quali l’acido nitrico può reagire con il rame: la prima è quella che sfrutta lo ione H+ derivante dalla dissociazione dell’acido per dare la reazione Cu(s)   +  2 H+(aq)  ⇄ Cu2+(aq) + H2(g)   per la quale, come già si è visto nell’esempio (2, E° è minore di zero e la reazione non avviene, la seconda è quella che sfrutta il potere ossidante dell’acido nitrico pertanto le semireazioni da considerare sono le seguenti:

Cu2+(aq) + 2 e ⇄ Cu(s)    E° = + 0.34  V

NO3(aq) + 4 H+(aq) + 3 e ⇄ NO(g) + 2 H2O(l)   E° = 0.96 V

Si può notare che la prima semireazione, scritta da destra a sinistra, è:
Cu(s)     ⇄ Cu2+(aq) + 2 e   E° = – 0.34 V

Sommando tale semireazione moltiplicata per 3 e la seconda semireazione moltiplicata per 2 si ha:
3 Cu(s)    +  2 NO3(aq) + 8 H+(aq) ⇄ 3 Cu2+(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)   E° = – 0.34 + 0.96 = 0.62 V

Il potenziale associato alla reazione complessiva è maggiore di zero e pertanto la reazione avviene

 

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Author: Chimicamo

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