- bilanciare la reazione (in forma neutra ionica senza ioni spettatori)
- scrivere la corrispondente costante di equilibrio e l'equazione di Nernst della corrispondente cella galvanica.
Ecella = E°cella – (0,0592/n) log Q
dove E°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:MnO2 + 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:E°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!