Perborato di Sodio Esaedrato
Valentina
di perborato di sodio esaidrato in 10 ml di una soluzione 4 molare di
acido solforico) 1/2 ml di una soluzione di permanganato di potassio che
cosa si osserva dalla reazione che avviene?
non posso eseguire l'esperimento in laboratorio, è una curiosità.
Dovrebbe esserci una variazione di colore della soluzione.
Qualcuno mi può aiutare?
Valentina
Soviet_Mario
Ora il KMnO4 è un ossidante "assoluto", nel senso che è virtualmente
impossibile ossidarlo ulteriormente (occorrerebbe aggredirne i poveri
ossigeni già assai incacchiati, e forse solo il fluoro e poco altro riescono
in questo, o l'elettrolisi, per dare perossi-permanganati, ma non certo in
acqua, forse in HF liq.)
Il perborato è un ossidante in cui il boro è stabile .... tuttavia, in
ambienti molto acidi, si può ipotizzare una certa, reversibile, idrolisi ad
acido borico e perossido di idrogeno (vado a intuizione, sia chiaro, ma
ragionevolmente).
Il perossido di idrogeno, ossidante, ha anche un certo qual tenue potere
riducente (tenue in ambiente acido, più spiccato a pH basico, come si
verifica in H2O2 + candeggina, dove l'ipoclorito se lo mangia in un
boccone).
a pH acido, H2O2 è un riducente davvero infimo, ma non ricordo il potenziale
di OSSIDAZIONE a memoria. Quindi dovresti confrontare tu con quello di
RIDUZIONE del Mn(7) sempre a pH acido.
Se il manganese supera (o persino si avvicina per almeno 0,3-0,3 volt) a
quell'altro, è possibile che il perborato, idrolizzato, venga ossidato ad
ossigeno molecolare (e vedresti uno schiarimento del viola intenso del Mn(7)
accompagnato o meno, a seconda delle dosi, da un po' di effervescenza da O2
neoformato .... se è troppo dil. se ne sta disciolto in acqua)
L'ossidazione diretta dell'acido perborico senza idrolisi invece mi pare più
ardua, anche se non la posso certo escludere del tutto.
Penso cmq che, se la reazione avviene, dovresti operare a caldo in modo da
rimuovere l'ossigeno e spostare gli equilibri in gioco.
Ciao
Soviet-Mario
Valentina <va...@tin.it> wrote in message
KoVJa.37761$Fr5.8...@tornado.fastwebnet.it...
Andrea Franz
SEI UN GRANDE!
preciso, dettagliato, coinciso e perfetto!
Ciao
Andrea
Soviet_Mario
Andrea Franz <andrea...@yahoo.it> wrote in message
2b01d3f3.03062...@posting.google.com...
> Grande!
> SEI UN GRANDE!
> preciso, dettagliato, coinciso e perfetto!
ma .... hai per caso verificato "praticamente" o trovato dati per confermare
le mie ipotesi ? Sono curioso, ovviamente.
Se hai i dati dei potenziali redox, appendili al thread, tnx
Ciao
Soviet-Mario
> Ciao
> Andrea
Svante
<pasquale_...@infinito.it> wrote:
Ciao
>stai mescolando due ossidanti forti.
>Ora il KMnO4 è un ossidante "assoluto", nel senso che è virtualmente
>impossibile ossidarlo ulteriormente (occorrerebbe aggredirne i poveri
>ossigeni già assai incacchiati, e forse solo il fluoro e poco altro riescono
>in questo, o l'elettrolisi, per dare perossi-permanganati, ma non certo in
>acqua, forse in HF liq.)
>Il perborato è un ossidante in cui il boro è stabile .... tuttavia, in
>ambienti molto acidi, si può ipotizzare una certa, reversibile, idrolisi ad
>acido borico e perossido di idrogeno (vado a intuizione, sia chiaro, ma
>ragionevolmente).
L'idrolisi avviene di sicuro, ricordo a questo proposito di aver fatto
un eseperienza nel laboratorio di inorganica I che aveva proprio a che
fare con questa reazione.
I perborati vengono per l'appunto impiegati da "vettori di acqua
ossigenata", per esempio nei detersivi, ma non solo.
>Il perossido di idrogeno, ossidante, ha anche un certo qual tenue potere
>riducente (tenue in ambiente acido, più spiccato a pH basico, come si
>verifica in H2O2 + candeggina, dove l'ipoclorito se lo mangia in un
>boccone).
H2O2 ---> O2 + 2H+ 2e- E° = -0.682V
Dalla semi-reazione risulta evidente che H2O2 diventa un riducente
sempre migliore all'aumentare del pH. Comunque anche a pH zero non è
malissimo, il valore di E°, tanto per portare un paragone, è simile a
quello di
2I- ---> I2 + 2e- E° = -0.622V
>
>a pH acido, H2O2 è un riducente davvero infimo, ma non ricordo il potenziale
>di OSSIDAZIONE a memoria. Quindi dovresti confrontare tu con quello di
>RIDUZIONE del Mn(7) sempre a pH acido.
>Se il manganese supera (o persino si avvicina per almeno 0,3-0,3 volt) a
>quell'altro, è possibile che il perborato, idrolizzato, venga ossidato ad
>ossigeno molecolare (e vedresti uno schiarimento del viola intenso del Mn(7)
>accompagnato o meno, a seconda delle dosi, da un po' di effervescenza da O2
>neoformato .... se è troppo dil. se ne sta disciolto in acqua)
>
MnO4- + 4H+ + 3e- ----> MnO2 + 2H2O E° = 1.695V
MnO4- + 8H+ + 5H+ ----> Mn(2+) + 4H2O E° = 1.51V
Credo che la riduzione del permanganato possa procedere fino a Mn(2+)
MnO4- + 3H+ 5/2H2O2 ---> 5/2O2 + Mn(2+) + 4H2O DE° = 0.828V
Si può notare che il pH basso in questo specifico caso favorisce
l'ossidazione di H2O2 piuttosto che ostacolarla.
Comunque le tracce di biossido di manganese che probabilmente saranno
presenti in soluzione possono catalizzare la decomposizione dell'acqua
ossigenata
H2O2 ----> H2O + 1/2O2
Infatti
MnO2 + 4H+ + 2e- ---> Mn(2+) + 2H2O E° = 1.229V
H2O2 + 2H+ + 2e- ----> 2H2O E° = 1.776V
Allora
MnO2 + H2O2 + 2H+ ----> O2 + Mn(2+) + 2H2O DE° = 0.547V
H2O2 + Mn(2+) ----> MnO2 + 2H+ DE° = = 0.547V
Basandosi solo sui potenziali si potrebbe supporre che l'ossidazione
di H2O2 sia favorita rispetto alla decomposizione catalitica,
ovviamente sarà necessario considerare anche la cinetica delle diverse
reazioni. O meglio ancora bisognerebbe provare.
>L'ossidazione diretta dell'acido perborico senza idrolisi invece mi pare più
>ardua, anche se non la posso certo escludere del tutto.
>
>Penso cmq che, se la reazione avviene, dovresti operare a caldo in modo da
>rimuovere l'ossigeno e spostare gli equilibri in gioco.
Non credo sia necessario operare a caldo.
Soviet_Mario
Svante <gott...@tiscali.it> wrote in message
3ef8cff0...@news.tiscali.it...
così basso ????? Sono shockato
tra l'altro ..... pare coincidere col potenziale redox dell'idrogeno a pH
basico (o dell'idruro, non ricordo bene). Cmq sicuro che hai letto la riga
giusta ?
guarda che mi sembra un potere riducente immenso per H2O2.
Addirittura verrebbe ossidata dal protone con formazione di idrogeno !
>
> Dalla semi-reazione risulta evidente che H2O2 diventa un riducente
> sempre migliore all'aumentare del pH. Comunque anche a pH zero non è
> malissimo, il valore di E°, tanto per portare un paragone, è simile a
> quello di
>
> 2I- ---> I2 + 2e- E° = -0.622V
no questo è stracannato di sicuro ! Probably hai fatto un copia incolla,
perché lo iodio è intorno al + 0,53 volts, a memoria.
>
>
> >
> >a pH acido, H2O2 è un riducente davvero infimo, ma non ricordo il
potenziale
> >di OSSIDAZIONE a memoria. Quindi dovresti confrontare tu con quello di
> >RIDUZIONE del Mn(7) sempre a pH acido.
> >Se il manganese supera (o persino si avvicina per almeno 0,3-0,3 volt) a
> >quell'altro, è possibile che il perborato, idrolizzato, venga ossidato ad
> >ossigeno molecolare (e vedresti uno schiarimento del viola intenso del
Mn(7)
> >accompagnato o meno, a seconda delle dosi, da un po' di effervescenza da
O2
> >neoformato .... se è troppo dil. se ne sta disciolto in acqua)
> >
>
> MnO4- + 4H+ + 3e- ----> MnO2 + 2H2O E° = 1.695V
>
> MnO4- + 8H+ + 5H+ ----> Mn(2+) + 4H2O E° = 1.51V
questi mi tornano come ordine di grandezza
>
> Credo che la riduzione del permanganato possa procedere fino a Mn(2+)
>
> MnO4- + 3H+ 5/2H2O2 ---> 5/2O2 + Mn(2+) + 4H2O DE° = 0.828V
>
> Si può notare che il pH basso in questo specifico caso favorisce
> l'ossidazione di H2O2 piuttosto che ostacolarla.
mah. Probabilmente dovresti ricontrollare la tua fonte dei potenziali di
H2O2.
>
> Comunque le tracce di biossido di manganese che probabilmente saranno
> presenti in soluzione possono catalizzare la decomposizione dell'acqua
> ossigenata
>
> H2O2 ----> H2O + 1/2O2
>
verissimo, non ci avevo pensato !
> Infatti
>
> MnO2 + 4H+ + 2e- ---> Mn(2+) + 2H2O E° = 1.229V
uhm ..... è lo stesso potenziale dell'OSSIGENO in amb. acido !
Ma che copia incolla hai fatto stasera, eh ?
Eh he heh eh
Svante
<pasquale_...@infinito.it> wrote:
[CUT]
>>
>> >Il perossido di idrogeno, ossidante, ha anche un certo qual tenue potere
>> >riducente (tenue in ambiente acido, più spiccato a pH basico, come si
>> >verifica in H2O2 + candeggina, dove l'ipoclorito se lo mangia in un
>> >boccone).
>>
>> H2O2 ---> O2 + 2H+ 2e- E° = -0.682V
>
>così basso ????? Sono shockato
guarda che qui ho scritto il potenziale di ossidazione non quello di
riduzione.
>
>tra l'altro ..... pare coincidere col potenziale redox dell'idrogeno a pH
>basico (o dell'idruro, non ricordo bene). Cmq sicuro che hai letto la riga
>giusta ?
>
>guarda che mi sembra un potere riducente immenso per H2O2.
>Addirittura verrebbe ossidata dal protone con formazione di idrogeno !
>
>>
>> Dalla semi-reazione risulta evidente che H2O2 diventa un riducente
>> sempre migliore all'aumentare del pH. Comunque anche a pH zero non è
>> malissimo, il valore di E°, tanto per portare un paragone, è simile a
>> quello di
>>
>> 2I- ---> I2 + 2e- E° = -0.622V
>
>no questo è stracannato di sicuro ! Probably hai fatto un copia incolla,
>perché lo iodio è intorno al + 0,53 volts, a memoria.
Anche qui ho scritto il potenziale di ossidazione
(d'accordo che la convenzione prevede di scrivere nelle tabelle i
potenziali di riduzione, ma non è vietato scrivere i potenziali di
ossidazione).
>
>>
>>
>> >
>> >a pH acido, H2O2 è un riducente davvero infimo, ma non ricordo il
>potenziale
>> >di OSSIDAZIONE a memoria. Quindi dovresti confrontare tu con quello di
>> >RIDUZIONE del Mn(7) sempre a pH acido.
>> >Se il manganese supera (o persino si avvicina per almeno 0,3-0,3 volt) a
>> >quell'altro, è possibile che il perborato, idrolizzato, venga ossidato ad
>> >ossigeno molecolare (e vedresti uno schiarimento del viola intenso del
>Mn(7)
>> >accompagnato o meno, a seconda delle dosi, da un po' di effervescenza da
>O2
>> >neoformato .... se è troppo dil. se ne sta disciolto in acqua)
>> >
>>
>> MnO4- + 4H+ + 3e- ----> MnO2 + 2H2O E° = 1.695V
>>
>> MnO4- + 8H+ + 5H+ ----> Mn(2+) + 4H2O E° = 1.51V
>
>questi mi tornano come ordine di grandezza
>
>>
>> Credo che la riduzione del permanganato possa procedere fino a Mn(2+)
>>
>> MnO4- + 3H+ 5/2H2O2 ---> 5/2O2 + Mn(2+) + 4H2O DE° = 0.828V
>>
>> Si può notare che il pH basso in questo specifico caso favorisce
>> l'ossidazione di H2O2 piuttosto che ostacolarla.
>
>mah. Probabilmente dovresti ricontrollare la tua fonte dei potenziali di
>H2O2.
>
Le mie fonti sono
D.C. Harris Chimica analitica quantitativa
Skoog Leary Chimica analitica strumentale
Shriver Atkins Inorganic chemistry
>verissimo, non ci avevo pensato !
>
>> Infatti
>>
>> MnO2 + 4H+ + 2e- ---> Mn(2+) + 2H2O E° = 1.229V
>
>uhm ..... è lo stesso potenziale dell'OSSIGENO in amb. acido !
>Ma che copia incolla hai fatto stasera, eh ?
>Eh he heh eh
In effetti i potenziali di riduzione di O2 e MnO2 coincidono.
Soviet_Mario
altre di riduzione .... e non è intuitivo al massimo fare i confronti,
secondo me, se segui due convenz. diverse)
una cosa che mi sorprende è che i tuoi testi danno potenziali per lo iodio
(che hai citato tu anche se non c'entra) e per l'H2O2 diversi da quelli
IUPAC.
Com'è possibile ?
Io ho trovato I2 --> I- +0,535 (molto diverso da 0.622 V !)
e O2 / H+ --> H2O2 +0,682 (cambiando segno, coincide)
Mn(7) / H+ --> Mn(4) +1,680 (calcolato, ma coincide)
ok, quindi viene fuori quasi un volt di fem (0,998 V), che non è poco
a pH basico :
e O2 --> H2O2 / OH- -0,078 (calcolato, da IUPAC)
(da qui si vede che in amb. basico, effettivamente è un sensibile riducente)
Mn(7) --> Mn(4) / OH- +0,595 (IUPAC)
La fem (0,673 V), effettivamente, termodinamicamente, come hai detto è
inferiore e quindi sfavorita rispetto al pH acido.
Per il discorso cinetico,
catalisi del biossido ferma restando in entrambi i casi (perché almeno come
intermedio si forma anche a pH acido),
credo che l'acqua ossigenata indissociata sia molto resistente : se non lo
fosse la disproporzione sarebbe fulminea (dato che E° H2O2 / H+ --> H2O
è di 1,776 V e quindi superiore a quella dello stesso permanganato acido),
invece si aggiunge acido fosforico come stabilizzante (in quanto acido e in
quanto precipitante o complessante di ioni metallici penso)
Per contro lo ione HO2- è molto sensibile cineticamente, e infatti a pH
basico H2O2 non è molto stabile di suo.
A parte le discrepanze curiose, ok .... forse potevo intuire che avevi
invertito i segni di alcune semireazioni, ma non mi pareva chiato seguirne
due diverse nello stesso esempio, tutto qui.
Ciao
Soviet
Svante <gott...@tiscali.it> wrote in message
3ef8f37f...@news.tiscali.it...
Svante
<pasquale_...@infinito.it> wrote:
>ok, hai usato potenziali di ossidazione (peraltro alcune volte in un senso,
>altre di riduzione .... e non è intuitivo al massimo fare i confronti,
>secondo me, se segui due convenz. diverse)
Immaginavo che riportando sempre il verso della semi-reazione non si
corresse il rischio di far confusione.
Quando per esempio ho scritto
H2O2 ---> O2 + 2H+ + 2e- E° = -0.682V
l'ho messa in questo verso perchè si stava parlando dell'ossidazione
dell'acqua ossigenata.
Comunque scusami se non era abbastanza chiaro.
>
>una cosa che mi sorprende è che i tuoi testi danno potenziali per lo iodio
>(che hai citato tu anche se non c'entra) e per l'H2O2 diversi da quelli
>IUPAC.
>Com'è possibile ?
>
>Io ho trovato I2 --> I- +0,535 (molto diverso da 0.622 V !)
I2(aq) + 2e- ----> 2I-(aq) E° = 0.622V E1
I2(s) + 2e- -----> 2I-(aq) E° = 0.535V E2
Poichè la solubilità dello iodio è 0.002M, non è possibile misurare
direttamenente il potenziale standard della prima semi-reazione.
Quel potenziale è comunque necessario se si vuole usare l'equazione di
Nerst per trovare E per soluzioni diluite.
Il secondo potenziale è coerente con il primo, infatti se si inserisce
nell'equazione di Nerst il valore della solubilità dello iodio, si ha:
E2 = E1 -0.0592*log(1/0.002) = 0.542V
(i valori non coincidono perfettamente perchè E1 viene impiegato
quando si ha a che fare con soluzioni molto diluite e quindi le misure
si riferiscono a quei casi; e poichè si tratta di un valore
estrapolato non è soprendente trovare valori diversi da tabella a
tabella, per esempio sull'harris c'è 0.622, sullo skoog-leary 0.615)
Dato che E1 è un potenziale che di fatto non esiste avrei forse potuto
evitare di portarlo come esempio, anche se volendo fare un confronto
tra il potere riducente di due specie chimiche mi era sembrato
opportuno farlo a parità di concentrazione.
[super cut]
ciao.
Soviet_Mario
> >
> >una cosa che mi sorprende è che i tuoi testi danno potenziali per lo
iodio
> >(che hai citato tu anche se non c'entra) e per l'H2O2 diversi da quelli
> >IUPAC.
> >Com'è possibile ?
> >
> >Io ho trovato I2 --> I- +0,535 (molto diverso da 0.622 V
!)
>
> I2(aq) + 2e- ----> 2I-(aq) E° = 0.622V E1
>
> I2(s) + 2e- -----> 2I-(aq) E° = 0.535V E2
>
>
> Poichè la solubilità dello iodio è 0.002M, non è possibile misurare
ahhhhhhhh ! Ecco l'arcano. Ora tutto si spiega.
Per essere strapignoli, ma proprio voler spaccare il capello in otto parti
(ma non è a te la critica, claro .... e nn è manco una critica per la
verità), siccome dalla definizione stessa di E° sono richieste attività
unitarie, la E1 non si potrebbe manco definire E°, se non in presenza di
corpo di fondo, ma si ricade nella due. Ed esiste anche il problema che lo
iodio molecolare, in presenza di ioni ioduro (quelli si, ad attività
unitaria) non forma idrati bensi complessi come
I3-(aq), quindi bisognerebbe scrivere
I3-(aq) + 2e- ----> 3I-(aq) E° = 0.622V E1
cmq è molto soddisfacente spiegare (o vedersi spiegare) le apparenti
incongruenze e inquadrarle nel modello generale.
> direttamenente il potenziale standard della prima semi-reazione.
> Quel potenziale è comunque necessario se si vuole usare l'equazione di
> Nerst per trovare E per soluzioni diluite.
> Il secondo potenziale è coerente con il primo, infatti se si inserisce
> nell'equazione di Nerst il valore della solubilità dello iodio, si ha:
>
> E2 = E1 -0.0592*log(1/0.002) = 0.542V
>
si, è un po' la stessa cosa del calcolo id E° nei metalli che danno sali
insolubili, tipo AgBr, etc etc, dove compare il LOG KPs più eventuali
esponenti
cmq non ci ero arrivato, sviato dal pregiudizio che ci fosse per forza
qualcosa di cannato nei dati, he heh eh !
Ahi hai ahi : (
>
> (i valori non coincidono perfettamente perchè E1 viene impiegato
> quando si ha a che fare con soluzioni molto diluite e quindi le misure
> si riferiscono a quei casi; e poichè si tratta di un valore
> estrapolato non è soprendente trovare valori diversi da tabella a
> tabella, per esempio sull'harris c'è 0.622, sullo skoog-leary 0.615)
>
> Dato che E1 è un potenziale che di fatto non esiste
anche per il fatto dello ione complesso, I suppose
> avrei forse potuto
> evitare di portarlo come esempio, anche se volendo fare un confronto
> tra il potere riducente di due specie chimiche mi era sembrato
> opportuno farlo a parità di concentrazione.
>
Ciao
Soviet
>
> [super cut]
>
> ciao.