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Scegli la reazione da bilanciare
Redox molecolare
Redox ionica (ambiente acido)
Redox ionica (ambiente basico)
Dismutazione
Fasi del bilanciamento
K
Mn
O
4
e
+
e
Sn
S
O
4
e
+
e
H
2
S
O
4
e
→
e
Mn
S
O
4
e
+
e
K
2
S
O
4
e
+
e
Sn
(S
O
4
)
2
e
+
e
H
2
O
1) Assegnazione dei numeri di ossidazione delle specie che si ossidano e che si riducono.
Per assegnare i numeri di ossidazione è necessario consultare la tavola periodica e utilizzare il valore che permette di annullare tutte le cariche del composto molecolare. In questo caso la specie che si ossida è lo stagno (Sn) il quale passa da un numero di ossidazione +2 a +4. La specie invece che si riduce è il manganese (Mn), che passa dal numero di ossidazione +7 a +6.
RED
Mn
+7
+ 1e
-
→ Mn
+6
eui
2×
OX
Sn
+2
→ Sn
+4
+ 2e
-
euli
5×
Ogni due Mn che si riducono, cinque Sn si ossidano.
Avanti
K
Mn
O
4
e
+
Sn
S
O
4
e
+
H
2
S
O
4
e
→
Mn
S
O
4
e
+
K
2
S
O
4
e
+
Sn
(S
O
4
)
2
e
+
H
2
O
2) Bilanciamento delle masse.
È necessario bilanciare le masse in modo da averne in quantità uguale sia nei reagenti che nei prodotti. Per fare ciò bisogna tenere presente il rapporto RED-OX tra le specie che si ossidano e riducono (ogni due Mn che si riducono, cinque Sn si ossidano).
Avanti
2K
Mn
O
4
e
+
e
5Sn
S
O
4
e
+
e
8H
2
S
O
4
e
→
e
2Mn
S
O
4
e
+
e
K
2
S
O
4
e
+
e
5Sn
(S
O
4
)
2
e
+
e
8H
2
O
3) La reazione di ossidoriduzione è bilanciata.
Cr
2
O
7
2-
e
+
e
Cl
-
e
+
e
H
+
e
→
e
Cr
3+
e
+
e
Cl
2
e
+
e
H
2
O
1) Assegnazione dei numeri di ossidazione delle specie che si ossidano e che si riducono.
Per assegnare i numeri di ossidazione è necessario consultare la tavola periodica e utilizzare il valore che permette di raggiungere la carica indicata dall’esponente dello ione o della molecola. In questa reazione di ossidoriduzione abbiamo aggiunto ioni H
+
e H
2
0 rispettivamente dai reagenti e dai prodotti perché ci troviamo in ambiente acido.
RED
Cr
+6
+ 3e
-
→ Cr
+3
eui
(1×) 2×
OX
Cl
-1
→ Cl
0
+ 1e
-
euli
(3×) 6×
Ogni due Cr che si riducono, sei Cl si ossidano.
Avanti
Cr
2
O
7
2-
e
+
Cl
-
e
+
H
+
e
→
Cr
3+
e
+
Cl
2
e
+
H
2
O
2) Bilanciamento delle masse e delle cariche.
È necessario bilanciare le masse in modo da averne in quantità uguale sia nei reagenti che nei prodotti. Per fare ciò bisogna tener presente il rapporto RED-OX tra le specie che si ossidano e riducono (ogni due Cr che si riducono, sei Cl si ossidano). Lo ione H
+
e l’acqua sono le ultime specie da bilanciare. Fatto ciò bisogna controllare che la somma delle cariche dei reagenti sia congruente alla somma delle cariche dei prodotti.
Avanti
Cr
2
O
7
2-
e
+
6
Cl
-
e
+
14
H
+
e
→
2
Cr
3+
e
+
3
Cl
2
e
+
7
H
2
O
3) Reazione di ossidoriduzione bilanciata.
Cr
2
O
7
2-
e
+
e
Sn
2+
e
+
e
O
H
-
e
→
e
Cr
O
-
e
+
e
Sn
O
3
2-
e
+
e
H
2
O
1) Assegnazione dei numeri di ossidazione delle specie che si ossidano e che si riducono.
Per assegnare i numeri di ossidazione è necessario consultare la tavola periodica e utilizzare il valore che permette di raggiungere la carica indicata dall’esponente dello ione o della molecola. In questa reazione di ossidoriduzione abbiamo aggiunto ioni OH
-
e H
2
0 rispettivamente ai reagenti e ai prodotti perché ci troviamo in ambiente basico.
RED
Cr
+6
+ 3e
-
→ Cr
+3
eui
2×
OX
Sn
+2
→ Sn
+4
+ 2e
-
euli
3×
Ogni due Cr che si riducono, tre Sn si ossidano.
Avanti
Cr
2
O
7
2-
e
+
Sn
2+
e
+
O
H
-
e
→
Cr
O
-
e
+
Sn
O
3
2-
e
+
H
2
O
2) Bilanciamento delle masse e delle cariche.
È necessario bilanciare le masse in modo da averne in quantità uguale sia nei reagenti che nei prodotti. Per fare ciò bisogna tener presente il rapporto RED-OX tra le specie che si ossidano e riducono (ogni due Cr che si riducono, tre Sn si ossidano). Lo ione idrossido (OH
-
) e l’acqua sono le ultime specie da bilanciare. Fatto ciò bisogna controllare che la somma delle cariche dei reagenti sia congruente alla somma delle cariche dei prodotti.
Avanti
Cr
2
O
7
2-
e
+
3
Sn
2+
e
+
12
O
H
-
e
→
2
Cr
O
-
e
+
3
Sn
O
3
2-
e
+
6
H
2
O
3) Reazione di ossidoriduzione bilanciata.
K
Mn
O
4
e
+
e
Mn
O
2
e
+
e
K
O
H
e
→
e
K
2
Mn
O
7
e
+
e
H
2
O
1) Assegnazione dei numeri di ossidazione delle specie che si ossidano e che si riducono.
Per assegnare i numeri di ossidazione è necessario consultare la tavola periodica e utilizzare il valore che permette di raggiungere la carica indicata dall’esponente dello ione o della molecola. In questa reazione, chiamata dismutazione, abbiamo la stessa specie che, in parte di ossida e in parte si riduce. La specie che si ossida e che si riduce, in questo caso, è il manganese (Mn). Esso, in parte passa da un numero di ossidazione +7 a +6, quindi si riduce; il restante passa da un numero di ossidazione +4 e +6, a sua volta ossidandosi. Il rapporto tra manganese che si ossida e che si riduce è costante (in questo caso, per ogni manganese che si ossida, due si riducono).
RED
Mn
+7
+ 1e
-
→ Mn
+6
eui
2×
OX
Mn
+4
→ Mn
+6
+ 2e
-
euli
1×
Ogni due Cr che si riducono, tre Sn si ossidano.
Avanti
K
Mn
O
4
e
+
Mn
O
2
e
+
K
O
H
e
→
K
2
Mn
O
7
e
+
H
2
O
2) Bilanciamento delle masse e delle cariche.
È necessario bilanciare le masse in modo da averne in quantità uguale sia nei reagenti che nei prodotti. Per fare ciò bisogna tener presente il rapporto RED-OX tra le specie che si ossidano e riducono (ogni due Mn che si riducono, un Mn si ossida).
Avanti
2
K
Mn
O
4
e
+
1
Mn
O
2
e
+
4
K
O
H
e
→
3
K
2
Mn
O
7
e
+
2
H
2
O
3) Reazione di ossidoriduzione bilanciata.
Per bilanciare una reazione di ossidoriduzione si procede con i seguenti passaggi:
Scrivere i numeri di ossidazione delle specie chimiche per individuare l'ossidante e il riducente;
Dissociare le sostanze elettroliti e prenderle in considerazione così come realmente si trovano in soluzione;
Scrivere la reazione RED-OX tra la specie che si ossida e che si riduce indicando opportunamente le valenze delle specie e il loro rapporto;
Bilanciare la massa degli elementi modificando il numero stechiometrico precedente la molecola, rispettando il rapporto RED-OX;
Bilanciare le cariche dell'elemento tramite l'aggiunta di elettroni;
Bilanciare eventualmente la massa degli idrogeni con l'aggiunta di H
2
O;
Se necessario, effettuare il bilanciamento degli ossigeni.
In elettrochimica l'equazione di Nernst esprime il potenziale di riduzione (E), relativamente al potenziale di riduzione standard (E°), di un elettrodo o di un semi-elemento o di una coppia redox di una pila. In altre parole, serve per calcolare il potenziale dell'elettrodo in condizioni diverse da quelle standard.
EUL
E = E° - 2,3 × (RT/nF) × log([red]
a
/[ox]
b
)
Potenziale di riduzione standard (E°)
Temperatura in kelvin (T)
Numero di elettroni scambiati (n)
Molarità della forma ridotta della coppia redox ([red])
Molarità della forma ossidata della coppia redox ([ox])
Coefficiente stechiometrico della forma ridotta (
a
)
Coefficiente stechiometrico della forma ossidata (
b
)
Calcola
Scegli la legge da visualizzare
Prima legge di Faraday
Seconda legge di Faraday
Prima legge di Faraday: la massa di sostanza che si libera a un elettrodo è direttamente proporzionale alla quantità di carica che giunge all'elettrodo.
La quantità di carica di un
faraday
(1F) fa depositare sull'elettrodo un equivalente di qualsiasi sostanza.
Calcolo della quantità di carica in Coulomb (C)
Intensità di corrente (A)
Tempo (s)
Calcola
Calcolo della massa equivalente (me)
Massa molare del soluto (g/mol)
Valenza degli ioni (Z)
Calcola
Calcolo della massa della sostanza depositata all'elettrodo.
Massa equivalente (g/eq)
Quantità di carica (C)
Calcola
Seconda legge di Faraday: se una stessa quantità di corrente attraversa celle elettrolitiche contenenti soluzioni diverse, le masse delle sostanze depositate agli elettrodi sono direttamente proporzionali ai rispettivi equivalenti elettrochimici.
Quindi per determinare la quantità di sostanza che si forma durante un elettrolisi dobbiamo conoscere la quantità di carica che fluisce nel circuito e stabilire a quanti elettroni essa corrisponde. Dalle semireazioni di ossidazione e riduzione risaliamo, infine, al rapporto tra le moli di elettroni e le moli di sostanza depositate.
Calcola la massa di Zn che si deposita al catodo di una cella elettrolitica attraverso alla quale passa una corrente di 1.45A per 45 minuti.
45 minuti = 2700 secondi;
Q = 1.5A × 2700s = 4050C;
1mol
e-
: 96500C (1F, approssimato) = x : 4050C;
x = 0.042 mol
e
-
;
Poichè Zn
2+
+ 2e
-
= Zn, le moli di zinco saranno la metà rispetto alle moli di elettroni;
n
Zn
= 0.042mol/2 = 0.021mol;
m
Zn
= M
Zn
× n
Zn
= 0.021mol × 63.37g/mol = 1.4g
Scegli il processo da visualizzare
Corrosione
Elettrolisi
Tabella dei potenziali standard di riduzione
La corrosione è un processo di deterioramento dei metalli. L'alterazione più vistosa è quella degli oggetti che contengono ferro: essa è dovuta alla formazione della ruggine, resa possibile dalla presenza contemporanea nell'atmosfera di acqua e ossigeno.
La formazione della ruggine può essere spiegata attraverso la formazione di una cella elettrochimica tra il ferro e l'ossigeno dell'aria umida.
Anodo (-): Ossidazione
eul
2Fe
(s)
→ 2Fe
2+
(aq)
+ 4e
-
Catodo (+): Riduzione
eul
O
2(g)
+ 2H
2
O
(l)
+ 4e
-
→ 4OH
-
(aq)
L'equazione di reazione completa è:
2Fe
(s)
+ O
2(g)
+ H
2
O
(l)
→ 2Fe
2+
(aq)
+ 4OH
-
(aq)
Gli ioni Fe
2+
sono successivamente ossidati a Fe
3+
dall'ossigeno. L'ossido di ferro idrato è la sostanza di colore bruno che chiamiamo ruggine (Formula: Fe
2
O
3
× nH
2
O)
Un sistema per prevenire la corrosione del ferro è la protezione catodica tramite un anodo di sacrificio, il quale sacrifica i suoi elettroni per risparmiare quelli del ferro. Un anodo di sacrificio deve essere un metallo meno nobile con un potenziale riduzione più basso rispetto al metallo da proteggere e deve essere a contatto con lo stesso.
Seconda legge di Faraday: se una stessa quantità di corrente attraversa celle elettrolitiche contenenti soluzioni diverse, le masse delle sostanze depositate agli elettrodi sono direttamente proporzionali ai rispettivi equivalenti elettrochimici.
Quindi per determinare la quantità di sostanza che si forma durante un elettrolisi dobbiamo conoscere la quantità di carica che fluisce nel circuito e stabilire a quanti elettroni essa corrisponde. Dalle semireazioni di ossidazione e riduzione risaliamo, infine, al rapporto tra le moli di elettroni e le moli di sostanza depositate.
Calcola la massa di Zn che si deposita al catodo di una cella elettrolitica attraverso alla quale passa una corrente di 1.45A per 45 minuti.
45 minuti = 2700 secondi;
Q = 1.5A × 2700s = 4050C;
1mol
e-
: 96500C (1F, approssimato) = x : 4050C;
x = 0.042 mol
e
-
;
Poichè Zn
2+
+ 2e
-
= Zn, le moli di zinco saranno la metà rispetto alle moli di elettroni;
n
Zn
= 0.042mol/2 = 0.021mol;
m
Zn
= M
Zn
× n
Zn
= 0.021mol × 63.37g/mol = 1.4g
Con:
Elettrolisi di NaCl fuso
Elettrolisi in soluzione acquosa
Elettrolisi dell'acqua
Elettrolisi di NaCl fuso
Supponiamo di immergere nel sale fuso (T
f
= 801°C) due elettrodi di grafite e di collegarli ai poli di un generatore di corrente. L'elettrodo negativo, cioè il catodo, richiama i cationi Na
+
che acquistano elettroni e si riducono l'elettrodo positivo, cioè l'anodo richiama gli anioni Cl
-
ai quali strappa elettroni, facendoli ossidare e formando molecole di Cl
2(g)
Catodo (-): Riduzione
eul
Na
+
(l)
+ 1e
-
→ Na
(l)
Anodo (+): Ossidazione
eul
Cl
-
(l)
→ 1/2 Cl
2(g)
+ 1e
-
Il processo globale è:
Na
+
(l)
+ Cl
-
(l)
→ Na
(l)
+ 1/2 Cl
2(g)
Il risultato dell'elettrolisi di NaCl fuso è la produzione di sodio metallico liquido e cloro molecolare gassoso.
Elettrolisi in soluzione acquosa
Elettrolizzando una soluzione acquosa di KI si libera il catodo idrogeno gassoso. Sia per NaCl che per KI, la spiegazione a questo comportamento risiede nelle serie dei potenziali standard di riduzione. Come si può osservare, l'acqua ha un potenziale di riduzione (-0.83V) superiore sia a quello del sodio (-2.71V) sia a quello del potassio (-2.93V); proprio per questo motivo essa acquista elettroni più facilmente del sodio e del potassio.
In generale al catodo di una cella elettrolitica si riduce la specie che possiede il valore di potenziale di riduzione più grande.
Durante l'elettrolisi della soluzione di KI, l'acqua non reagisce, infatti l'ossigeno dell'acqua avendo E° superiore acquista elettroni più facilmente di I
2
. Ciò comporta che l'acqua perde elettroni con più difficoltà, lasciando ossidare gli ioni I
-
.
Agli elettrodi di una cella elettrolitica contenenti una soluzione acquosa avvengono pertanto le reazioni che richiedono voltaggio più basso possibile.
Elettrolisi dell'acqua
Affinchè possa condurre la corrente elettrica, l'acqua deve contenere un elettrolita, come, per esempio, Na
2
SO
4
, i quali ioni non reagiscono agli elettrodi. Al polo negativo avremo la riduzione con formazione di idrogeno gassoso, e al polo positivo avverrà l'ossidazione dell'acqua con la produzione di ossigeno gassoso.
Catodo (+): Riduzione
eul
2H
2
O
(l)
+ 2O
-
→ H
2(g)
+ 2OH
-(aq)
Anodo (-): Ossidazione
eul
H
2
O
(l)
→ 1/2 O
2(g)
+ H
+
(aq)
+ 2e
-
Somma semireazioni:
3H
2
O
(l)
→ H
2(g)
+ 1/2 O
2(g)
+ 2OH
-
(aq)
La reazione completa è:
H
2
O
(l)
(1mol) → H
2(g)
(1mol) + 1/2 O
2(g)
(1/2mol)
Il numero di moli di H
2
prodotte è il doppio di quelle di O
2
; dall'elettrolisi dell'acqua si ottiene pertanto un volume di idrogeno doppio di quello dell'ossigeno.
Copyright 2016 Giulio Ganzerli, Mattia Monari. Tutti i diritti riservati.
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