Le reazioni redox in soluzione
Normalmente si ottiene energia sotto forma di calore
Si può ottenere energia elettrica
basandosi su una reazione redox?
Cella Galvanica
anodo
catodo +
2+
Cr
Fe
Cl-
e-
3+
Cr
- ossidazione
NaCl
Na+
- - -
3+
eFe
2+
riduzione
Ottenere energia elettrica da una reazione redox
a) Soluzione di un sale di Cr(II); b) soluzione di un sale di Fe(III); c)
e d) conduttore elettrico chimicamente inerte (elettrodo); e) ponte
salino
Ottenere energia elettrica da una reazione redox
In una cella galvanica le reazioni di ossidazione e di riduzione
avvengono
spontaneamente
nelle
due
semicelle
anodica
e
catodica. Si ha un differenza di potenziale elettrodico tra i due
elettrodi (DE = E+ - E- ) e passaggio di elettroni attraverso il circuito
esterno della cella, quindi corrente elettrica, utile ai fini del lavoro
elettrico (Wel).
Più in generale le celle elettrochimiche vengono classificate in:
Celle galvaniche:
trasformano l'energia chimica in energia
elettrica
Celle elettrolitiche: viene fornita energia elettrica allo scopo di
sviluppare una reazione chimica
Le celle elettrochimiche
Attenzione:
Nelle celle galvaniche:
Anodo:
avviene
l’ossidazione
spontanea,
è
l’elettrodo
la
spontanea,
è
l’elettrodo
NEGATIVO
Catodo:
avviene
riduzione
POSITIVO
Nelle celle elettrolitiche:
Anodo:
viene fatta avvenire l’ossidazione non spontanea, è
l’elettrodo POSITIVO
Catodo:
viene fatta avvenire la riduzione non spontanea, è
l’elettrodo NEGATIVO
Lavoro elettrico
Se DE = E+ - E-
è la
differenza di potenziale tra i due
elettrodi della cella e Q è la quantità di carica scambiata tra
gli elettrodi durante il funzionamento (scarica) della
batteria, il lavoro elettrico (Wel) è dato da:
Wel= Q × DE = n × F × DE
n = numero di moli di elettroni scambiati
F = costante di Faraday ≅ 96500 C/mol
Forza elettromotrice
La
differenza di potenziale tra i due elettrodi della cella
cala all’aumentare della corrente di scarica, i, e assume il
valore massimo quando il passaggio di corrente tra i due
elettrodi è nullo, (i → 0), in condizioni cioè di circuito
aperto.
In tali condizioni la differenza di potenziale tra i due
elettrodi è definita forza elettromotrice della cella, Efem, e
il lavoro elettrico assume il massimo valore Wel, max
Wel, max= n × F × Efem
Forza elettromotrice
R→∞
i=0
i→0
La Efem di una cella è misurabile utilizzando strumenti ad alta
resistenza interna (R > 1 x 106 ohm)
Forza elettromotrice standard:
è la forza elettromotrice
della cella costituita dalle specie chimiche nei loro stati
standard (g, l, s, aq), alla pressione di 1 bar e alla
concentrazione 1 M e T di riferimento.
Notazione grafica di una pila
Per indicare sinteticamente una pila si usa questa notazione
grafica (si è assunto che gli elettrodi siano di Pt)
Pt│Cr2+, Cr3+║Fe3+, Fe2+│Pt
Pt│I–, HIO, H+║MnO4–, Mn2+, H+│Pt
Partendo da sinistra: l’anodo; tutti i reagenti e i prodotti
della semireazione di ossidazione (tranne l’acqua), divisi da
una virgola; tutti i reagenti e i prodotti della semireazione
di riduzione (tranne l’acqua), divisi da una virgola; il
catodo. Le linee verticali indicano le separazioni tra fasi
diverse, mentre la doppia linea indica la giunzione tra le
due semicelle (ponte salino).
Qual è la differenza di potenziale tra due elettrodi?
0,42 V
0,77 V
Cr3+, 1M
H+, 1M
H+, 1M
Fe3+, 1M
Cr2+, 1M
H2, 1 bar
H2, 1 bar
Fe2+, 1M
Cr2+→ Cr3+ + e-
2H+ + 2e- → H2
H2 → 2H+ + 2e-
Fe3++ e- → Fe2+
anodo
catodo
anodo
catodo
E°(Cr3+/Cr2+) = 0,00 – 0,42 = - 0,42 V
Coppie redox coniugate
Elettrodo di
riferimento
E°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 + 0,00 = 0,77 V
Qual è la differenza di potenziale tra due elettrodi?
3+
Cr, 1 M
Fe, 1 M
Cr,2+1 M
Fe, 1 M
3+
2+
f.e.m. = Ecat – Ean =
E°(Fe3+/Fe2+) - E°(Cr3+/Cr2+)
= 0,77 – (-0,42) = + 1,19 V
Cr2+→ Cr3+ + e-
Fe3++ e- → Fe2+
anodo
catodo
la f.e.m. di una pila è uguale alla differenza tra il potenziale di
3+2+
3+2+
- E(Cr/Cr)
E(Fe/Fe)
riduzione della coppia che costituisce il catodo, Ecat, e quello
della coppia che costituisce l’anodo, Ean.
Potenziali Standard di Riduzione
La tendenza di una specie chimica (forma ossidata, Ox) ad
acquistare elettroni per trasformarsi nella sua forma ridotta
(Rid) è valutabile facendo riferimento alla scala dei
potenziali standard di riduzione.
E°Ox/Rid (in Volt)
Tale scala considera le specie chimiche Ox e Rid nei loro
stati standard (g, l, s, aq), alla pressione di 1 atm e alla
concentrazione 1 M e alla T di riferimento.
Il potenziale standard della coppia H+ (aq, 1M)/H2 (g),
E°H+/H2 è posto (elettrodo di riferimento) = 0 V.
La reazione è:
2H+(aq) + 2 e-
H2(g)
Potenziali Standard di Riduzione
2H+(aq) + 2 e-
H2(g)
L’elettrodo che si basa su tale coppia redox è l’elettrodo ad
idrogeno ed è di riferimento per la valutazione dei potenziali
standard delle altre coppie redox. I potenziali standard
E°
Ox/Rid sono determinabili sperimentalmente misurando in
condizioni standard la f.e.m. di una cella nella quale un
elettrodo si basa sulla coppia redox Ox/Rid in esame e l’altro
è l’elettrodo ad idrogeno. Maggiore (più positivo) è E°
Ox/Rid,
maggiore è la tendenza di Ox a ridursi in Rid rispetto alla
tendenza di H+ a dare H2, in condizioni standard.
Diminuisce la tendenza ossidarsi e la forza riducente
Aumenta la tendenza a ridursi e la forza ossidante
Potenziali Standard di Riduzione
Tipi di Elettrodi
Elettrodi di I specie: sono costituiti da un metallo in
contatto con soluzione di un suo sale solubile.
Es: Zn(s)│Zn2+(aq)
Zn2+(aq) + 2e-
Zn(s)
Elettrodi di II specie: sono costituiti da un metallo in
contatto con un suo sale poco solubile ed una soluzione di un
sale solubile avente l’anione in comune con il sale non
solubile.
Es: Ag(s)│AgCl(s)│Cl-(aq)
AgCl(s) + 1e-
Ag(s) + Cl-
Tipi di Elettrodi
Elettrodi di III specie: sono costituiti da un metallo inerte (es
Pt) in contatto con una soluzione avente sia la specie ossidata
che quella ridotta
Es: Pt(s)│Fe3+(aq)│Fe2+(aq)
Fe3+(aq) + 1e-
Fe2+(aq)
Tipi di Elettrodi
Elettrodi a gas: sono costituiti da un metallo inerte (es Pt) in
contatto con una soluzione avente sia la specie ossidata che
quella ridotta e una di queste in forma gassosa
Esempio:
Pt│H+(aq)│H2(g)
2 H+(aq)+ 2e-
H2(g)
Le celle galvaniche (le pile)
e-
E-
-
E+
+
i
Pila Daniel
Cu2+ + 2 e-→ Cu
Zn → Zn2+ + 2 e-
semicella anodica
Ossidazione spontanea
semicella catodica
Riduzione spontanea
reazione di cella : Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq)+ Cu(s)
schematizzazione della cella galvanica
(-)Zn(s) │ZnSO4(soluz, MZnSO ) ║ CuSO4(soluz,MCuSO )│ Cu(s)(+)
4
4
Equazione di Nernst
L’equazione di Nernst permette di calcolare il valore del
potenziale elettrodico di equilibrio (in condizioni di circuito
aperto) in condizioni non standard, sempre in riferimento al
valore del potenziale standard dell’elettrodo a idrogeno.
𝑹´𝑻
𝑬𝑻 = 𝑬°𝑻 −
𝒍𝒏 𝑸
𝒏´𝑭
R = costante dei gas = 8,314 J K-1 mol-1; T = temperatura in
Kelvin; n = moli di elettroni scambiati per mole di reazione;
F= costante di Faraday; Q = quoziente di reazione applicato
alla semireazione scritta nel senso della riduzione e
bilanciata.
Equazione di Nernst
Attenzione
1) Q comprende tutti gli elementi che compaiono nella
reazione redox tranne H2O (la cui concentrazione è
costante), i solidi e i liquidi puri (come sempre), e gli
elettroni, che compaiono prima del logaritmo.
2) per le specie che sono in fase gassosa in Q entra il valore
della loro pressione parziale in bar (prima in atm).
Esempio:
2 ClO3– + 12 H+ + 10 e–
Q =
p(Cl2)
[ClO3–]2 [H+]12
Cl2(g) + 6 H2O
n = 10
Equazione di Nernst
A 25°
C = 298,15 K, e passando dal logaritmo naturale al
logaritmo decimale (log y = 2,3 ln y) si ha
E298 = E°
298 – (𝟎, 𝟎𝟓𝟗/𝒏) Log Q
In condizioni non standard la forza elettromotrice si calcola
dalla differenza dei potenziali di riduzione delle due coppie
redox presenti rispettivamente nella semicella catodica e
anodica calcolati utilizzando l’equazione di Nernst
Efem = E+,catodo - E-,anodo
Ricordarsi: Per definizione, Efem è sempre > 0!
Potenziali e pH
Possono presentarsi diversi casi; i principali sono:
1) Il potenziale della coppia non dipende dal pH
Es: Cl2/Cl–
Cl2 + 2 e–
2 Cl–
2) Il potenziale dipende dal pH in accordo con la legge di
Nernst, perché H+ o OH- compaiono nella semireazione
Es: ClO3–/Cl–
ClO3– + 6 e– + 6 H+
Cl– + 3 H2O
ClO3– + 6 e– + 3 H2O
Cl– + 6 OH–
3) Il potenziale dipende dal pH anche perché, essendoci una
specie debole, la sua forma stabile dipende dal pH
Es: HClO/Cl–
ClO–/Cl–
HClO + 2 e– + H+
Cl– + H2O
ClO– + 2 e– + H2O
Cl– + 2 OH–
Influenza del pH su i processi redox
Prima semicella:
Cl2 + 2 e–
Seconda semicella
HClO + 2 e– + H+
Cl– + H2O
ClO– + 2 e– + H2O
Cl– + 2 OH–
pH = 4,6
pH = 7,4
2 Cl–
pKa (HClO) = 7,4)
pH < 4,6
HClO + Cl- + H+
Cl2 + H2O
4,6< pH < 7,4
Cl2 + H2O
HClO + Cl- + H+
pH > 7,4
Cl2 + 2 OH–
ClO– + Cl- + H2O
Pile (Celle) a concentrazione
Sono
costituite
da
due
elettrodi
aventi
diverse
concentrazioni delle stesse coppie redox (e quindi, per
l’equazione di Nerst, potenziali diversi).
Es:
la cella basata sul seguente elettrodo di I specie
Cu2+(aq)/Cu(s) il cui potenziale dipende da [Cu2+].
La tendenza a ridursi di Cu2+ e quindi il valore del potenziale
elettrodico E aumenta all’aumentare di [Cu2+].
Cu2+(aq) + 2eE(Cu2+/Cu) =
Cu(s)
2+
E°
(Cu2+/Cu) - (RT/2F) ln (1/[Cu ]) =
2+])
E°
+
(RT/2F)
ln
[Cu
(Cu2+/Cu)
Pile a concentrazione
Quindi in una pila a concentrazione con elettrodi di I specie
l’elettrodo positivo è quello a maggiore concentrazione di
ioni metallici. Se [Cu2+]2
> [Cu2+]1, la cella può essere
scritta:
(-) Cu(s)│Cu2+(aq) ([Cu2+]1) ║ Cu(s)│Cu2+(aq) ([Cu2+]2) (+)
Reazione anodica
(-) Cu(s)
Cu2+(aq) ([Cu2+]1) + 2e-
Reazione catodica (+) Cu2+(aq) ([Cu2+]2) + 2e-
Cu(s)
il funzionamento di questa pila (come di qualsiasi pila a
concentrazione) non comporta alcuna variazione nella
composizione chimica complessiva del sistema.
f.e.m. = - RT/2F ln [Cu2+]1/[Cu2+]2
(non compare E°
!)
Pile a concentrazione
Per la pila a concentrazione l’entalpia non varia, perché la
quantità totale di Cu e di Cu2+ rimangono costanti, mentre
l’entropia del sistema aumenta per l’uniformarsi delle
concentrazioni nelle
due
semicelle.
L’energia
elettrica
prodotta non deriva quindi da una diminuzione dell’entalpia
del sistema, ma da un aumento dell’entropia.
Semicelle a potenziale costante
Durante il funzionamento di una pila il potenziale di
riduzione del catodo diminuisce, quello dell’anodo aumenta e
quindi
la
f.e.m.
diminuisce
progressivamente
fino
ad
annullarsi; allora la pila cessa di funzionare. Per scopi pratici
è
utile
avere
semicelle
il
cui
potenziale
rimanga
praticamente costante durante il funzionamento della pila
per un tempo abbastanza lungo. Un modo molto semplice per
ottenere questo risultato è quello di utilizzare semicelle che
coinvolgono solo specie solide, come avviene appunto nelle
pile commerciali.
Semicelle a potenziale costante
Un altro modo è rappresentato dalla semicella di riferimento
costituita da un elettrodo di argento metallico immerso in
una soluzione satura di AgCl in presenza di AgCl(s) e
contenente KCl saturo.
La concentrazione di Ag+ nella soluzione e quindi il potenziale
di riduzione della semicella sono determinati dal prodotto di
solubilità di AgCl e dal forte eccesso di Cl–.
Le celle elettrochimiche
Le Celle galvaniche sono di due tipi:
• primarie: in cui viene generata corrente elettrica
tramite una reazione chimica irreversibile, per cui non
possono essere ricaricate (es: pile alcaline).
• Secondarie (accumulatori): in cui le reazioni chimiche
sono reversibili. E’ possibile invertire il processo
fornendo energia elettrica grazie alla quale si sviluppa
la reazione chimica inversa, che "accumula" l'energia
elettrica sotto forma di energia chimica; pertanto sono
ricaricabili (es: batterie al Piombo, batterie Li-ione).
Pile commerciali
Leclanché
1,5 V
2+
–
Zn(s) + 2 NH3(g) → Zn(NH3)2 + 2 e
+
–
2 MnO2(s) + 2 NH4 + 2 e → Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O
---------------------------------------------------------------------------2 MnO2(s) + 2 NH4+ + Zn(s) → Mn2O3(s) + Zn(NH3)22+ + H2O
alcalina
1,54 V
Zn(s) + 2 OH– → ZnO(s) + H2O + 2 e–
2 MnO2(s) + 2 H2O + 2 e– → 2 MnO(OH)(s) + 2 OH–
-------------------------------------------------------------------2 MnO2(s) + Zn(s) + H2O → 2 MnO(OH)(s) + ZnO(s)
a mercurio
1,35 V
Zn(s) + 2 OH– → ZnO(s) + H2O + 2 e–
HgO(s) + H2O + 2 e– → Hg(l) + 2 OH–
-------------------------------------------------HgO(s) + Zn(s) → Hg(l) + ZnO(s)
Accumulatori
al piombo
–
+
–
Pb(s) + HSO4 + H2O → PbSO4(s) + H3O + 2 e
–
+
–
PbO2(s) + HSO4 + 3 H3O + 2 e → PbSO4(s) + 5 H2O
----------------------------------------------------------------------------–
+
PbO2(s) + Pb(s) + 2 HSO4 + 2 H3O → 2 PbSO4(s) + 4 H2O
al nichel-cadmio
–
–
Cd(s) + 2 OH → Cd(OH)2(s) + 2 e
–
–
2 NiO(OH)(s) + 2 H2O + 2 e → 2 Ni(OH)2(s) + 2 OH
---------------------------------------------------------------------------2 NiO(OH)(s) + Cd(s) + 2 H2O → 2 Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s)
al litio
Li(in polimero) → Li+(in polimero) + e–
+
–
Li (in CoO2) + CoO2(s) + e → LiCoO2(s)
-------------------------------------------------------------------------Li+(in CoO2) + Li(in polimero) + CoO2(s) → LiCoO2(s) + Li+(in polimero)
Celle a combustibile
Elettrolisi
Cella elettrolitica
L'elettrolisi è un processo che consiste nello svolgimento di
trasformazioni
chimiche
grazie
all'apporto
di
energia
elettrica. Si può ottenere applicando ai due elettrodi
(conduttori
metallici)
di
una
cella
elettrolitica
una
differenza di potenziale che consenta il passaggio di
elettroni attraverso il circuito esterno dall’anodo (polo
positivo) al catodo (polo negativo), l’ossidazione
e la
riduzione delle specie chimiche in cella rispettivamente
all’anodo e al catodo, e la migrazione degli ioni in cella
verso gli elettrodi di segno opposto.
Cella elettrolitica
Esempio:
L’elettrolisi NaCl(l) fuso porta alla formazione di Na(l) al
catodo e allo sviluppo di Cl2(g) all’anodo.
generatore di corrente
i
-+
Catodo
e-
eNa+
Na+
+
Anodo
e-
Na+ + 1 e-→ Na 2Cl- → Cl2+ 2 e-
= Cl2 (g)
= Na (l)
Cl-
catodo
riduzione non
spontanea
anodo
ossidazione
non spontanea
Cl-
reazione di cella
NaCl(l) → Na(l) + ½ Cl2(g)
Cella elettrolitica
L ’ elettrolisi di soluzioni acquose richiede la presenza di
specie ioniche in soluzione che garantiscano il trasporto della
corrente in cella e la neutralità elettrica in prossimità degli
elettrodi.
Esempio: l’elettrolisi di una soluzione acquosa di KNO3 forma
come prodotti H2(g) al catodo e O2(g) all’anodo. La conduzione
di corrente in cella è affidata principalmente agli ioni K+ e
NO3- del sale che sono inoltre in grado di neutralizzare le
cariche agli elettrodi (la concentrazione di ioni H3O+ e OHderivanti dall’autoprotolisi di H2O è troppo bassa).
Cella elettrolitica
Una particolare applicazione commerciale dell’elettrolisi è
l’elettrodeposizione, ossia la deposizione elettrochimica di
un film metallico sulla superficie di un secondo metallo che
agisce in cella da catodo.
Cromatura
galvanica:
rivestimento
protettivo di cromo su ferro o acciaio da
bagno di acido cromico H2CrO4
Le leggi di Faraday
La quantità di sostanza trasformata (ossidata o ridotta)
durante l’elettrolisi è direttamente proporzionale alla
quantità di carica che passa attraversa la cella elettrolitica.
Esempio: Elettrodeposizione di Cu
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
1 F corrisponde alla carica elettrica di 1 mole di elettroni,
ossia 96485 C. La carica elettrica di n moli di elettroni è Q =
nF. Per depositare 1 mole di Cu sono quindi necessarie 2 moli
di elettroni, quindi 2 Faraday, ossia 1,93.105 C.
Le leggi di Faraday
Esempio: Elettrodeposizione di Cu
2 e- + Cu2+(aq) → Cu(s)
Se nella cella elettrolitica viene fatta passare una certa
quantità di corrente, i, per un intervallo di tempo Dt,
allora la quantità di carica passata, Q, sarà:
Q = i Dt
[i = carica/tempo]
Il Coulomb è la quantità di carica corrispondente al
passaggio di una corrente elettrica di 1 Ampere (A) per 1 s
(1 C = 1 A x 1 s).
Per depositare 1 mole di Cu è necessario ad esempio
applicare una corrente di 1,93 A per 1.105 s = 1.105 /60 =
1,67.103 min = 27,8 h = 27 h 48’.
Cella elettrolitica
generatore di corrente
i
-+
Catodo
e-
e-
+
Anodo
e= O2 (g)
= H2 (g)
H3O+
NO3K+
OH-
2 e- + 2 H + → H2
2 H2O → O2+ 4 e- + 4 H+
catodo
riduzione non spontanea
anodo
ossidazione non spontanea
reazione di cella
2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)
Riduzione ed ossidazione dell’acqua
Riduzione
pH = 0
2 H+ + 2 e–
H2
E° = 0,00 V
pH = 7
pH = 14
E
2 H2O + 2 e–
H2 + 2 OH–
= – 0,41 V
E° = – 0.83 V
Ossidazione
pH = 0
O2 + 4 H + + 4 e–
2 H2O
pH = 7
pH = 14
E° = +1,23 V
E
O2 + 4 H2O + 4 e–
4 OH-
= +0,82 V
E° = +0,40 V
Riduzione ed ossidazione dell’acqua
E (V)
sovratensione
+1
0
sovratensione
-1
0
7
pH
14
SerieSERIE
elettrochimica
dei
metalli
ELETTROCHIMICA DEI
METALLI
Me
n+
–
+ n e ® Me
E° crescente (pH = 0):
Li Cs Rb K Ba Sr Ca Na Mg
Y Lu Sc Be Al Ti Zr Hf Mn V Nb Cr Ga Zn Ta Fe
Tc Cd Tl In Co Ni Mo Sn Pb W
H2
Re Bi Cu Ru Rh Po Os Hg Ag Ir Pd Pt Au
elementi ossidati dall’acqua a pH = 7
elementi termodinamicamente ossidabili ma passivati
elementi ossidati solo in ambiente acido (pH = 0)
elementi non ossidabili nemmeno a pH = 0
Diminuisce la tendenza ossidarsi e la forza riducente
Aumenta la tendenza a ridursi e la forza ossidante
Potenziali Standard di Riduzione
Solubilità dei metalli in acidi
Alcuni metalli in acido ossidandosi si sciolgono. Se E°del metallo è < 0 V,
il metallo viene ossidato dal protone H+ liberato dall’acido, che si riduce
ad H2. Esempio: 2Fe + 4 H+ ® 2 Fe 2+ + 2 H2
Fra i metalli con E°> 0 Cu ed Ag sono attaccati da HNO3 (acido ossidante)
che però non attacca Pt e Au che hanno potenziali standard di riduzione >>
0. Esempio: 3 Cu + 8H+ + 2 NO3- ® 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O
L’oro viene ossidato tramite acqua regia (una parte di acido nitrico e tre di
acido cloridrico concentrati). L’ossidazione dell’oro da parte di HNO3 è resa
possibile dal seguente processo, (che consumando il prodotto di
ossidazione, sposta quell’equilibrio): Au3+ + 4 Cl- + H3O+ ® HAuCl4 + H2O
Potenziali e termodinamica
–n F ΔE = lavoro elettrico = ΔG
–n F ΔE° = ΔG*
n F ΔE° = R T ln K°
valori di K°
n
0,05
0,10
1
7,0
5,0×10
2
5,0×10
1
3
3,5×10
2
ΔE° (V)
0,20
0,50
1
2,5×10
2
6,0×10
10
1,5×10
2,5×10
5
1,2×10
3
3,0×10
8
6
8,9×10
25
2,7×10
16
E’ possibile determinare i prodotti
di una reazione redox?
Certamente si può, partendo dai potenziali di riduzione, prevedere la
reazione termodinamicamente favorita (la cinetica può però indirizzare su
percorsi diversi). Facendo l’esempio di MnO4- a pH = 0
MnO4- + 4 H+ + 3 e-
MnO2 + 2 H2O
E°= + 1,70 V
MnO4- + 8 H+ + 5 e-
Mn2+ + 4 H2O
E°= + 1,51 V
MnO4- + e-
MnO42-
E°= + 0,56 V
MnO4- tenderà a ridursi a MnO2 se E°dell’altra coppia è tale che 1,70 > E°
> 1,51 o poco inferiori; a Mn2+ per potenziali minori (ricordarsi che DG* = –
n × F × DE). MnO42- dismuta perché:
MnO42- + 4 H+ + 2 e-
MnO2 + 2 H2O
E°= + 2,27 (V)
Elementi di Chimica Inorganica
http://www.chimica.unibo.it/it/conoscere-la-chimica/la-tavola-periodica-degli-elementi
Elementi di Chimica Inorganica
Elementi di Chimica Inorganica
Elementi di Chimica Inorganica
Elementi di Chimica Inorganica
Elementi di Chimica Inorganica
Elementi di Chimica Inorganica
Omnia venenum sunt: nec sine veneno quicquam existit. Dosis sola
facit, ut venenum non fit.
Paracelso
Elementi di Chimica Inorganica
Elementi di Chimica Inorganica
Elementi di Chimica Inorganica
L’industria chimica produce in maggiori quantità:
H2SO4, CaO, NH3, Cl2, NaOH, HNO3, H3PO4 + prodotti
dell’industria metallurgica Fe, Al, Cu, Zn, e Pb
Elementi da guardare:
H, Li, Na, K, Mg, Ca, C, N, P, O, Cl