Domanda:
Come faccio a determinare se è lo ione * ferroso * o * ferrico * implicato in questa reazione di spostamento?
Guest256
2014-06-12 21:36:27 UTC
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Dovrei scrivere un'equazione bilanciata per:

$$ \ ce {Ferro (s) + rame (II) solfato (aq) ->?} $$

Se uso ferro (II) / ferroso ottengo

$$ \ ce {Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu} $$

e se uso ferro (III ) / ferrico,

$$ \ ce {Fe + CuSO4 -> Fe2 (SO4) 3 + Cu} $$

(prima del bilanciamento).

C'è un modo per determinare quale dovrei usare?

Suggerimento: i sali di Fe (III) vengono utilizzati nell'incisione del rame per realizzare quadri elettrici personalizzati da appassionati.
Sì. In generale, è necessario suddividere le reazioni in semireazioni e quindi consultare la tabella dei potenziali degli elettrodi standard. Nel caso in cui le differenze siano grandi, i risultati sono evidenti. Nel caso in cui le differenze siano piccole (<0,2-0,5 V), è necessario eseguire alcuni calcoli che coinvolgono l'equazione di Nernst. Questo, ovviamente, ha un uso limitato, poiché le differenze cinetiche non sono considerate, ma per la sostituzione del metallo con i sali tali procedure di solito funzionano. Per i dettagli consultare il capitolo di elettrochimica del tuo libro di testo di chimica fisica preferito. Sono troppo pigro per scrivere qui una risposta adeguata.
@permeakra è bene che tu non sia almeno non pigro nello scrivere la risposta nel commento. Sono anche pigro in questo. Ecco perché normalmente fornisco alcuni link utili :)
Una risposta:
Jannis Andreska
2014-07-31 23:04:35 UTC
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È possibile determinare quale reazione ha luogo dai potenziali di elettrodo standard delle mezze reazioni. I potenziali standard di riduzione rilevanti per le possibili reazioni ( fonte dei valori) sono:

$$ \ ce {Cu ^ 2 + + 2e- -> ~ Cu} \ quad E_0 = + 0,342 \ mathrm {V} $$$$ \ ce {Fe ^ 2 + + 2e- -> ~ Fe} \ quad E_0 = -0,447 \ mathrm {V} $$$$ \ ce {Fe ^ 3 + + e- -> ~ Fe ^ {2+}} \ quad E_0 = + 0.771 \ mathrm {V} $$

Il potenziale complessivo della cella elettrochimica è definito come la differenza tra i potenziali di riduzione standard di reazione di riduzione e ossidazione.

$$ E_ {cell} = E_ {red} -E_ {ox} $$

Affinché si verifichi una reazione spontanea, $ E_ {cell} $ deve essere positivo. Con i potenziali di riduzione del rame e ossidazione del ferro a $ \ ce {Fe ^ 2 +} $, ottieni

$$ E_ {cell} = E _ {\ ce {Cu ^ 2 + / Cu} } -E _ {\ ce {Fe ^ 2 + / Fe}} = + 0,342 \ mathrm {V} - (- 0,447 \ mathrm {V}) = + 0,789 \ mathrm {V} $$

È ovvio dai valori che $ \ ce {Cu ^ 2 +} $ non può ossidare ulteriormente $ \ ce {Fe ^ 2 +} $ a $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ perché $ E_ {cell} $ è negativo per questa reazione.

$$ E_ {cell} = E _ {\ ce {Cu ^ 2 + / Cu}} - E _ {\ ce {Fe ^ 3 + / Fe ^ 2 +}} = + 0.342 \ mathrm {V} - (+ 0.771 \ mathrm {V}) = - 0.429 \ mathrm {V} $$

L'equazione bilanciata per la reazione redox tra ferro e solfato di rame (II) è quindi

$$ \ ce {Fe + CuSO4 -> ~ FeSO4 + Cu} $$



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Questa domanda e risposta è stata tradotta automaticamente dalla lingua inglese. Il contenuto originale è disponibile su stackexchange, che ringraziamo per la licenza cc by-sa 3.0 con cui è distribuito.
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