Sublimazione dello iodio


Potenziali Redox e Celle Elettrochimiche



Scaricare 4.43 Mb.
Pagina42/88
29.03.2019
Dimensione del file4.43 Mb.
1   ...   38   39   40   41   42   43   44   45   ...   88
Potenziali Redox e Celle Elettrochimiche

È possibile prevedere la spontaneità di una reazione facendo riferimento ad i potenziali di riduzione standard delle specie coinvolte nella reazione. Infatti l’energia libera di Gibbs (ΔG) ed il potenziale standard di un elettrodo (E°) sono collegati dalla relazione:

E = -zFG (z = numero elettroni scambiati nel processo; F = costante di Faraday)

Pertanto, se la riduzione avviene in maniera spontanea (ΔG<0), il potenziale risulterà positivo, viceversa per reazioni non spontanee (ΔG>0) il potenziale risulterà negativo. Nel corso di questa esperienza vedremo dapprima come specie con potenziali di riduzione positivi e negativi determinino una differente reattività nei confronti della riduzione dello ione H+, in seguito verificheremo la spontaneità di reazioni di ossidoriduzione razionalizzando i risultati sulla base dei potenziali di riduzione standard delle specie coinvolte.

Argomenti:

Reazioni redox spontanee e non spontanee, Elettrochimica

Durata:

1 ora

Scopo:

Prevedere e verificare quali reazioni risultino spontanee servendosi dei potenziali di riduzione standard

Teoria:

Una cella elettrochimica si basa su reazione di ossidoriduzione, pertanto può essere visualizzata come due semi reazioni: la reazione di ossidazione (perdita di elettroni) che avviene all’anodo e la reazione di riduzione (acquisizione di elettroni) che avviene al catodo. Per prevedere se la reazione di ossidoriduzione avviene spontaneamente si può ricorrere ai potenziali di riduzione standard, che possono essere trovati tabulati. Di seguito si riportano i potenziali delle specie prese in esame in questa esperienza:

E°(Zn2+/Zn) = -0.76 V

E°(Cu2+/Cu) = 0.34 V

E°(Ag+/Ag) = 0.80 V

E°(H+/H2) = 0 V (RIFERIMENTO)

Questi potenziali sono misurati e riportati per convenzione sempre nel senso della riduzione della specie presa in considerazione rispetto alla reazione di ossidazione dell’idrogeno che viene utilizzata come riferimento. Per calcolare il potenziale ΔE, e quindi avere una previsione sulla spontaneità della reazione, è sufficiente sottrarre al potenziale di riduzione della coppia che si riduce (E°catodo) il potenziale di riduzione della coppia che si ossida (E°anodo), cioè ΔE = (E°catodo – E°anodo).

Materiale:


  • Barretta di zinco

  • Barretta di rame

  • Barretta di argento

  • Solfato di zinco

  • Solfato di rame

  • Nitrato d’argento

  • Acido cloridrico 1M

Strumenti:

  • Becher

Procedimento:

All’interno di un becher di dimensioni opportune per potervi inserire le barrette di metallo versare acido cloridrico fino a riempirne circa metà. Inserire all’interno del liquido una barretta di metallo e osservare l’eventuale sviluppo di idrogeno. In seguito si annota quanto osservato e si ripete il procedimento per ogni barretta.

Si sciolgono in H2O in tre becher separati i sali (solfato di zinco, solfato di rame e nitrato d’argento) per ottenere 3 soluzioni 0,1M ciascuna. Dentro ogni becher si inserisce a turno una barretta di metallo e si annota quanto si osserva nella seguente tabella:


lastrine 

soluzioni 






Condividi con i tuoi amici:
1   ...   38   39   40   41   42   43   44   45   ...   88


©astratto.info 2019
invia messaggio

    Pagina principale