Dalla redox alla cella galvanica

Uno studente ha scritto:

Il biossido di manganese reagisce con l’acido cloridrico per dare cloruro manganoso e cloro elementare;

  1. bilanciare la reazione (in forma neutra ionica senza ioni spettatori)
  2. scrivere la corrispondente costante di equilibrio e l’equazione di Nernst della corrispondente cella galvanica.

 

Rispondo così:

La reazione in questione è una reazione redox. Una volta scritte le formule delle specie coinvolte, si devono riconoscere le specie che in acqua dissociano o ionizzano completamente; per scrivere la reazione in forma ionica netta, si sostituiscono a tali specie i corrispondenti ioni e si eliminano quelli che non subiscono modifiche durante la reazione (ioni spettatori). Per bilanciarla si può ricorrere al metodo ionico-elettronico o a quello della variazione del numero di ossidazione.

Per rispondere al secondo quesito è necessario ricordare che una qualsiasi reazione redox spontanea può essere fatta avvenire in una cella galvanica, che è un dispositivo capace di trasformare l’energia chimica della reazione direttamente in energia elettrica. Per costruire un tale dispositivo si deve separare il compartimento in cui avviene la semireazione di riduzione da quello in cui avviene le semireazione di ossidazione; i due compartimenti, chiamati semicelle, vanno poi collegati mettendo in contatto le soluzioni tramite un ponte salino, e gli elettrodi (metallici o di altri materiali conduttori) tramite un filo conduttore (in genere di rame).

Il potenziale di una cella galvanica è espresso dall’equazione di Nernst:

Ecella = cella – (0,0592/n) log Q

dove cella corrisponde alla differenza tra i potenziali standard di riduzione del catodo e dell’anodo (catodo = polo positivo a cui avviene la semireazione di riduzione, anodo = polo negativo a cui avviene la semireazione di ossidazione), n il numero di elettroni scambiati e Q rappresenta il quoziente di reazione, la cui espressione coincide con quella della costante di equilibrio (il suo valore, invece, è uguale a quello della costante di equilibrio soltanto quando le concentrazioni delle varie specie sono quelle all’equilibrio).

Lo sviluppo dell’esercizio è questo:

MnO2(s)  +  HCl(aq)   MnCl2(aq) +  Cl2(g) + H2O(l)

MnO2(s)  +  H+(aq)  +  Cl(aq)   Mn2+(aq)  +  2Cl(aq) +  Cl2(g) +  H2O(l)

gli unici ioni spettatori sono gli ioni cloruro presenti in MnCl2; gli ioni Cl a sinistra della freccia, invece, partecipano alla reazione redox, per cui la reazione in forma ionica netta è

MnO2(s)  +  H+(aq)  +  Cl(aq)    Mn2+(aq)  +  Cl2(g) +  H2O(l)  

Bilanciando con il metodo ionico elettronico si ha:

MnO+  4 H+ +  2 e    Mn2+ + 2 H2O      riduzione (catodo)

2 Cl    Cl2 +  2e    ossidazione (anodo)

MnO2(s)  +  4 H+(aq)  +  2 Cl(aq) =   Mn2+(aq)  +  Cl2(g) +  2 H2O(l)   reazione di cella

Q = ([Mn2+] · pCl2) / ([H+]4·[Cl]2)        (pCl2 = pressione parziale del cloro gassoso)

I valori di E° (potenziali standard di riduzione) delle varie specie sono tabulati, quindi:

cella = E°MnO2/Mn2+E°Cl2/Cl- = (1,23 – 1,36) V = -0,13 V

Ecella = -0,13 – (0,0592/2) log {([Mn2+] · pCl2) / ([H+]4·[Cl]2)}

Ecco fatto…spero che ti risulti tutto chiaro!

Per la lezione

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