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Reazioni di ossido-riduzione (Elettrochimica) - Rappresentazione grafica dell'esperienza

chimica


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Reazioni di ossido-riduzione (Elettrochimica)

Obiettivo: Osservare qualitativamente delle tipiche reazioni red-ox per determinare gli ioni che cedono più o meno intensamente gli elettroni (potenziale elettrico standard).

Il potenziale elettrico standard di riduzione in elettrochimica indica l'attitudine di un atomo (o ione) di ossidare (cioè di perdere elettroni a discapito di un altro che li riceva e si riduca). Indica anche se la reazione si svilupperà o meno, cioè s 525g63f e l'atomo immerso in una soluzione acquosa possiede un valore di potenziale inferiore rispetto al solido immesso.

Si misura in elettronvolt (simbolo: eV) o talvolta solo in volt (V).

E0Cu=+0,34 V, E0Zn=-0,80 V, E0H+/H=0 V



Materiale:        pipetta automatica (portata: 10 mL; sensibilità: 0,1 mL);

                        n. 2 beker (portata: 80 mL; sensibilità: 20 mL);

Sostanze:       ponte Cu-Zn;

Cu metallico (in schegge solide);

                        KMnO4 (liquido);

                        CuSO4 (sol. acquosa; esente da classificazione di rischio);

                        ZnSO4 (sol. acquosa; esente da classificazione di rischio);

                        Glicerolo (C3H8O3; liquido; esente da classificazione di rischio);

                        HNO3 (concentrato ([HNO3]>86%; C; R8-35; S23-26-36-45);

D.P.I:               camice;

                        occhiali protettivi;

                        guanti monouso in lattice;

                        cappa aspirante.

Rappresentazione grafica dell'esperienza:

Operazioni: Per prima cosa prendere il permanganato di potassio (KMnO4)e ridurlo in poltiglia il più possibile.

Aggiungere delle gocce di glicerolo ed osservare la reazione che avviene nelle condizioni più atte ad evitare ogni tipo di pericolo.

Per la seconda reazione prendere dell'acido nitrico ad alta concentrazione in soluzione acquosa e versarlo all'interno di un beker con dei trucioli di rame metallico.

Si osservi anche in questo caso il modo particolare in cui la reazione ha luogo.

L'ultima prova riguarda il ponte rame-zinco entrambi metallici.

Prendere la parte di rame (colore rosso scuro ) e metterla all'interno della soluzione di solfato di zinco.




Fare lo stesso procedimento con la parte di zinco metallica immersa nella soluzione di solfato rameico.

Reazioni svolte:

 (1a prova):

Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

Cu(s) + ZnSO4(aq) →

con soli ioni:

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Cu + Zn2+ → Nessuna reazione

(2a prova):

Cu(s) + 4HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)

La reazione svolta è tra rame metallico e acido nitrico concentrato che danno nitrato di rame(II), ossido di diazoto e acqua.

A sua volta l'ossido di diazoto forma un equilibrio con l'ipoazotide, un gas di colore brunetto-giallo molto pericoloso e tossico se a contatto con vie respiratorie e attraverso la pelle:

2NO2(g) → N2O4(g)

Conclusioni: In questa esperienza abbiamo eseguito sperimentalmente la prova relativa al ponte zinco-rame nel quale abbiamo riscontrato che quando immergevamo la parte con lo Zinco nella soluzione di solfato rameico, attorno ad esso, si attaccava il rame metallico ossidato ( infatti è passato da Cu2+ a Cu0 ).

Da questo deriva il fatto che se immergiamo un solido avente potenziale standard di riduzione ( E0Cu=+0,34 V > E0Zn=-0,76 V ) inferiore rispetto allo ione ossidato della soluzione acquosa, vi sarà un cambiamento fisico e la reazione avverrà.

Altro succede invece quando il potenziale del solido è maggiore di quello in soluzione, cioè l'elemento metallico ( ad esempio) non riesce ad ossidarsi cedendo gli elettroni allo ione in soluzione.

Nella seconda prova, ovvero quella dimostrativa effettuata dal professore, si è assistiti a come una reazione di ossido-riduzione ( redox ) sia molto pericolosa poiché viene sviluppato talmente tanto calore ( si tratta di reazioni totalmente esotermiche, cioè ΔQ>0 ) che la reazione si autoalimenta infiammandosi autonomamente.

Abbiamo osservato la reazione tra permanganato di potassio e glicerolo (chiamata comunemente glicerina), mettendo alcune gocce di quest'ultimo nel mortaio con il sale, sviluppando una fiamma viva ed intensa per poi spegnersi finendo la reazione.

La seconda reazione riguarda il rame in schegge metallico, facilmente ossidabile quindi,

( anche per il fatto che essendo in schegge la superficie di contatto aumenta di molto ), messo a reagire con l'acido nitrico concentrato.

Abbiamo potuto sperimentare come il potere ossidante non sia dato dall'idrogeno come si potrebbe normalmente pensare ( anche perché E0Cu=+0,34 > E0H=0 ), ma dallo ione negativo NO3- che è un fortissimo ossidante in quanto riesce a prendere gli elettroni che gli cede il rame ossidato.

In conclusione, possiamo affermare l'importanza dello studio delle redox poiché riguardano da vicino sia la possibilità che avvenga una reazione sia come possa avvenire essa e in quali circostanze.

Al fine degli errori sperimentali, l'esperienza è risultata soddisfacente.







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