Es el agua ácida suficiente para una reacción redox que implican H+?

Question

Si almacena $\ce{Pb(NO3)2(aq)}$ $\ce{Cu(s)}$ contenedor, cualquier reacción ocurra? Plomo(II) los iones no reaccionan espontáneamente con el cobre sólido como el $E^0_\mathrm{net}$ de la reacción sería negativo. Sin embargo, el $E^0_\mathrm{net}$ de la reacción entre los iones de nitrato y cobre sólido es positivo. La reacción de reducción de los iones de nitrato es $$\ce{2 NO3- (aq) + 4 H+(aq) + 2 e- -> N2O4(g) + 2 H2O(l)}\qquad{E^0=\mathrm{+0.80\ V}}$$

Como es obvio, la reacción requiere no sólo de nitrato, pero los iones de hidrógeno. Sin embargo, el agua (solvente) tiene hidrógeno/iones hidronio. Podría esto ser suficiente para proporcionar la reacción? Si no, ¿por qué?

Answer 1

Sí, la reacción sería espontánea en condiciones estándar. Sin embargo estándar de condiciones para la electroquímica están a pH 0, es decir, un $[\ce{H+}]$ concentración de 1 molar.

Las soluciones de nitrato de plomo en sí no se va a dar de pH de 0. Aparentemente muy muy concentrada de nitrato de plomo soluciones para llegar a un pH de 3 o 4, debido a la débil naturaleza ácida de la hidratado iones de plomo.

El potencial electroquímico de la reacción que usted está interesado en un pH de 3 puede ser calculada a partir de la norma (es decir, pH 0) potencial a través de la ecuación de Nernst.

$$E_\mathrm{cathode} = E_0\;– \frac{RT}{nF}\ln{Q}$$

Aquí, $Q$ es la "mitad"de la reacción cociente, determinado por $$ Q = \frac{\mathrm{p}_{\ce{N2O4}}}{[\ce{NO3-}]^2[\ce{H+}]^4}$$ Ahora suponga que la concentración de nitrato y la presión parcial de dinitrógeno de osmio están en sus estados estándar.

Si usted va a través de las matemáticas (ver ejemplos aquí o aquí), entonces usted va a ver que no es un 118 milivoltios por década disminución en el potencial, es decir, cada incremento en el pH por 1 unidad disminuye el potencial de 118 mV. Así, ya a pH 3, la reacción no será más favorable.

El cobre es inestable para el ácido nítrico concentrado, pero el ácido debe ser concentrado. Los ácidos diluidos no puede oxidar el cobre tan fácilmente.

Answer 2

Depende de su reacción redox. Por ejemplo, si agrega permanganato a una solución neutra que contiene por ejemplo, sulfito, se observa una reacción redox en la que el manganeso(IV) óxido es creado. Si usted hace su redox caluculations, se observará el siguiente:

$$\begin{align}\tag{red}\ce{MnO4- + 3 e- + 4 H+ &-> MnO2 + 2 H2O}& | \cdot 2\\ \tag{ox}\ce{SO3^2- + H2O & -> SO4^2- + 2 e- + 2 H+} & | \cdot 3\\ \tag{redox}\ce{2 MnO4- + 2 H+ + 3 SO3^2- &-> 2 MnO2 + H2O + 3 SO4^2-}&\end{align}$$

Esta reacción consume protones, sino que procede en condiciones neutras. (Bajo condiciones ácidas, el permanganato reduciría a $\ce{Mn^2+}$, und fuertemente de las condiciones básicas que acabaría como $\ce{MnO4^2-}$.)