Computer Engineering - Chimica Genrale

Redox e celle galvaniche

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ESERCIZIO 3 Completare e bilanciare la seguente reazione in ambiente basico: NH 3 + MnO 4  NO 3 + MnO 2. Calcolare la massa di ammoniaca che può essere ossidata da 4 moli di MnO 4 L’azoto presente nella molecola di ammoniaca ha numero di ossidazione - 3 e passa a numero di ossidazione + 5 perdendo 8 elettroni, quindi si ossida . Il manganese passa da + 7 a + 4 diminuendo il numero di ossidazione, quindi acquista 3 elettroni e si riduce . Le due semi reazioni sono: MnO 4- + 3 e - MnO 2 RIDUZIONE NH 3 NO 3- + 8e - OSSIDAZIONE Bilanciamo le cariche considerando il fatto che siamo in ambiente basico MnO 4- + 3 e - MnO 2 + 4 OH - NH 3 + 9OH - NO 3- + 8e - Bilanciamo la massa aggiungendo acqua MnO 4- + 3 e - + 2 H2O MnO 2 + 4 OH - NH 3 + 9OH - NO 3- + 8e - + 6 H2O Sommiamo le due semireazioni dopo averle moltiplicate per un fattore che renda uguali il n ° di elettroni scambiati (MnO 4- + 3 e - + 2 H2O MnO 2 + 4 OH - ) x 8 (NH 3 + 9OH - NO 3- + 8e - + 6 H2O) x 3 3 NH3 + 8 MnO4   3 NO3  + 8 MnO2 + 5 OH  + 2 H2O Dall’equazione bilanciata si osserva che 8 moli di permanganato possono ossidare 3 moli di ammoniaca Perciò 4 moli di MnO4 - ossideranno 1,5 moli di NH3 La massa di ammoniaca è pertanto: 1,5 moli x 17 g/mol = 25,5 g Quale volume di soluzione di HNO 3 2 M è necessario per ossidare 100 g di zolfo (S 8) ad acido solforico? L’acido nitrico coinvolto nella reazione si riduce ad NO 2. L’ossidazione dello zolfo è la seguente: 0 +6 S8  8 SO 4-2 + 48 e - La riduzione dell’acido nitrico è la seguente: +5 +4 NO 3 - + e -  NO 2 La molecola di zolfo è ottoatomica. Il numero di ossidazione dello zolfo passa da 0 a +6, quindi si ossida. Ogni atomo di zolfo perde 6 elettroni ed ogni molecola perde 48 elettroni. L’acido nitrico, agendo da ossidante, acquista un elettrone per ogni molecola (il numero di ossidazione dell’azoto passa da + 5 a +4). Bilanciamo le cariche nelle due semireazioni, con ioni H3O+, visto che siamo in ambiente acido: S8  8 SO 4-2 + 48 e - + 64 H3O + NO 3- + e - + 2 H 3O +  NO 2 Bilanciamo le masse con H2O S8 + 96 H 2O  8 SO 4-2 + 48 e - + 64 H 3O + NO 3- + e - + 2 H 3O+  NO 2 + 3 H 2O ESERCIZIO 4 Sommiamo le due semireazioni dopo averle moltiplicate per un fattore che renda uguali il n ° di elettroni scambiati S8 + 96 H 2O  8 SO 4-2 + 48 e - + 64 H 3O + 48 NO 3- + 48e - + 96 H 3O +  48NO 2 + 144 H 2O L’equazione bilanciata è: S8 + 48 NO 3-  8 SO 4-2 + 48NO 2 + 48 H 2O Occorrono 48 moli di HNO3 per ossidare 1 mole di zolfo S8 100 grammi di zolfo corrispondono a 100 / 256 = 0,39 moli. Moli HNO 3 = 0,39 moli x 48 = 18,72 moli. Le moli di acido nitrico che servono per ossidare tutto lo zolfo sono 18,72. Poiché la soluzione di HNO 3 ha concentrazione 2M, ne deriva che il volume necessario è: 18,72 mol/(2mol/L) = 9,36 L Per ossidare 100 g di zolfo sono necessari 9,36 litri di soluzione di acido nitrico 2 M. ESERCIZIO 5 Quale tra i seguenti metalli scegliereste per realizzare un contenitore per una soluzione 1 M di HCl ed una 1 M di HNO 3? Ag Zn Au Soluzione Dobbiamo scegliere il metallo che non si sciolga e che quindi rimanga nella forma ridotta. Consideriamo i potenziali di riduzione: Zn 2+ + 2e - ↔ Zn E ° = -0.7628 Ag + + e - ↔ Ag E ° = + 0.7996 Au + + e - ↔ Au E ° = +1.68 2H + + 2e - ↔ H 2 E° = 0.0000 HNO 3 + 3H + + 3e - ↔ NO + 2H 2O E ° = + 0.96 Gli elementi con potenziale di riduzione più basso rispetto all’idrogeno, in soluzione acida verranno ossidati e quindi si scioglieranno. Perciò lo Zn non è adatto per contenere HCl, perché si ossida. In presenza di HNO 3, bisogna considerare che anche lo ione nitrato può ridursi, e quindi agire da ossidante. Solo l’Au ha un potenziale di riduzione più alto del nitrato, perciò tra questi tre metalli solo l’oro può essere utilizzato come contenitore per HNO 3. Per HCl è possibile scegliere Ag o Au, per HNO 3 è possibile scegliere solo Au. Elencare i seguenti agenti riducenti in ordine di forza crescente: Cl -, Cu, H 2, HF, Pb e Zn Soluzione Consideriamo i potenziali di riduzione che si possono ricavare dalla tabella dei potenziali standard: Cl 2 + 2 e - → 2 Cl - E° = 1,358 Cu 2+ + 2 e - → Cu E ° = 0.3402 Cu + + 1 e - → Cu E ° = 0.522 F2 + 2H + + 2 e - → 2HF E ° = 3,03 Pb 2+ + 2 e - → Pb E ° = -0,1263 Zn 2+ + 2 e - → Zn E ° = -0,7628 2H+ + 2 e - → H 2 E° = 0 Maggiore è il potenziale di riduzione, maggiore è la tendenza della semireazione ad avvenire come riduzione, maggiore è il potere ossidante. La semireazione con potenziale più alto è F2 + 2H + + 2 e - → 2HF E ° = 3,03 Vuol dire che F 2 è il miglior agente ossidante e la reazione avviene nel senso della riduzione. La reazione inversa (ossidazione) ha la minore tendenza a compiersi, perciò HF è il peggiore agente riducente. Ragionando in maniera analoga anche per le altre semireazione possiamo ordinare gli elementi in base alla scala seguente: Peggior riducente : HF, Cl -, Cu, H 2, Pb, Zn miglior riducente ESERCIZIO 6 ESERCIZIO 7 Si consideri una pila costituita da un elettrodo di Zn immerso in una soluzione 1 M di ioni Zn 2+ e un elettrodo di argento immerso in una soluzione 1M di ioni Ag +. Dopo averla schematizzata, stabilirne la polarità e calcolarne la f.e.m. Svolgimento : E’ una pila in condizioni standard, poiché le concentrazioni degli ioni in soluzione sono 1M . I potenziali standard di riduzione sono : E °(Ni 2+/Ni)= -0,23 V e E °(Ag+/Ag)= + 0,80 V . Perciò Ag fa da polo + (catodo) e Ni da polo – (anodo), Ni(s)/Ni2+(aq) (1,0 M) // Ag+(aq) (1,0M) / Ag(s) f.e.m .=E °+ -E °- = 1,03 V . Nello schema della pila, il simbolo “//” rappresenta il ponte salino o il setto poroso, che assicura il contatto elettrico tra le soluzioni . Gli ioni migrano attraverso il “//”, in modo da mantenere l’elettroneutralità delle soluzioni . ESERCIZIO 8 ESERCIZIO 9 Si calcoli il potenziale di una cella galvanica costituita da un elettrodo di Zn immerso in una soluzione di Zn 2+ 1,50 M e da un elettrodo di Fe immerso in una soluzione contenente ioni Fe 2+ 0,10 M alla temperatura di 25 °C SVOLGIMENTO Prima di tutto bisogna individuare l’anodo e il catodo e scrivere l’equazione bilanciata. Dalla tabella dei potenziali standard di riduzione si ricavano i potenziali di riduzione per i due elettrodi: Coppia Zn 2+ /Zn : Zn 2+ + 2 e - →Zn E ° Zn2+/Zn = -0.76V Coppia Fe 2+ /Fe : Fe 2+ + 2 e - →Fe E ° Fe2+/Fe = -0.44V Poiché E ° Fe2+/Fe > E ° Zn2+/Zn il ferro si riduce e quindi funziona da catodo, mentre lo zinco si ossida e quindi funziona da anodo. Zn (s) + Fe 2+ (aq) →Zn 2+ (aq) + Fe (s) Il diagramma di cella sarà: Zn(s)|Zn 2+ (1.50M)||Fe 2+ (0.10 M)|Fe (s) Il potenziale di questa cella si calcola applicando l’equazione di Nernst: DE= DE°-(RT/nF)lnQ …continua Considerato che: R = 8.315JK -1mol -1 F=96485 Cmol -1 T=298.15K ln(Q)= 2,303log 10 (Q) si ha: (RT/F)lnQ = 0.0592 logQ DE°= E °(catodo) – E° (anodo) = -0.44 V+0.76 V = 0.32 V Q = [Zn 2+ ]/[Fe 2+ ]= 1.50M/0.10M = 15,0 n = 2 DE = 0.32V -(0.0592 V/2) log15.0 = 0.29V ESERCIZIO 10 Una pila è costituita da un semielemento standard a idrogeno che forma il polo (+) e da un semielemento costituito da una laminetta di zinco che pesca in una soluzione contenente ioni Zn 2+ . Si misura una f.e.m. di 0,87 V. Calcolare la concentrazione di ioni Zn 2+ della soluzione. Il semielemento con la coppia Zn 2+ /Zn fa da polo( -) ; la reazione, scritta come riduzione, è: Zn 2+ + 2e – Zn quindi il suo potenziale è: E= 0,87 V = - (E ° + (0,059/2) log [Zn 2+ ]) da cui, essendo E ° = - 0,76 V si ha [Zn 2+ ]=1,910 –4 M.