Barbara ha scritto:
Buon giorno, spero lei mi possa aiutare sul seguente problema.
Dati i seguenti potenziali standard di riduzione:
E° NO3-/NO(g) = 0,96 V; E° ClO3-/Cl- = 0,62 V;
E° Cu2+/Cu(s) = 0,34 V; E° Cr3+/Cr(s) = -0,407 V;
valutare se le reazioni redox di seguito riportate, immaginando che avvengano in condizioni standard, sono possibili o meno. Nel caso che lo siano completare la reazione, bilanciarla ed indicare se è spontanea nel verso in cui è stata scritta oppure no.
a) NO(g) + Cu(s)
b) Cu2+ + Cl-
c) NO3- + Cr(s)
d) ClO3- + Cu2+
Come faccio a capire se una redox è possibile o meno?
La ringrazio per l'attenzione!
Ecco l’aiuto:
Affinché una reazione redox possa avvenire è necessario che uno dei due reagenti sia nella sua forma ridotta, e abbia quindi elettroni da cedere, e l’altro sia nella sua forma ossidata, e possa quindi accettarli. Nel caso a), per esempio, il reagente Cu(s) è nella sua forma ridotta (ha infatti più elettroni della forma Cu2+), e lo stesso accade all’altro reagente NO, che è la forma ridotta rispetto a NO3- (il numero di ossidazione dell’azoto in NO è, infatti, +2 mentre in NO3- è +5). Entrambi i reagenti possono soltanto cedere elettroni e manca quindi la specie che li accetta.
Una situazione simile si presenta nel caso d). Nello ione ClO3- il cloro ha numero di ossidazione +5, mentre nel Cl- ha numero di ossidazione -1; il reagente ClO3- è quindi nella sua forma ossidata. Anche lo ione Cu2+ è la forma ossidata rispetto a Cu(s), quindi nessuno dei due reagenti è in grado di cedere elettroni all’altro.
Nei casi b) e c) le reazioni redox possono invece avvenire. I prodotti saranno:
b) Cu2+ + Cl- → Cu(s) + ClO3-
c) NO3- + Cr(s) → NO(g) + Cr3+
Per sapere se le reazioni sono o meno spontanee nel verso indicato, è necessario che l’E° di riduzione della specie che si riduce sia maggiore dell’E° di riduzione della specie che si ossida. Ti ricordo, infatti, che tanto più grande è il valore del potenziale di riduzione di una certa specie e tanto più grande è la sua attitudine ad acquisire elettroni. Nel caso delle reazioni redox, la spontaneità può essere dedotta direttamente dai valori di E° poichè il potenziale di reazione è legato alla variazione di energia libera, ΔG, dalla seguente relazione:
ΔG = -nFE
Poichè n (numero di elettroni scambiati) e F (costante di faraday) sono entrambi valori positivi, la variazione di energia libera risulta negativa soltanto se il potenziale di reazione assume valori positivi. Come certamente saprai, una reazione è infatti spontanea se la variazione di energia libera è negativa.Nel caso b), per esempio, la specie che si riduce è il rame e quella che si ossida è il cloro; ma l’E° di riduzione del rame, che è +0,34 V, non è maggiore dell’E° di riduzione del cloro, che è +0,62 V, per cui questa reazione non può avvenire spontaneamente.
La reazione c) è invece spontanea in quanto la specie che si riduce, cioè lo ione nitrato, ha E° di riduzione maggiore di quello del cromo.
Per il loro bilanciamento, segui passo passo le prime tappe descritte nel recente articolo "Una redox in ambiente basico" del 28 giugno scorso; non dovresti trovare alcuna difficoltà. Buon lavoro!