Potenziale standard di riduzione

Il potenziale standard di un elettrodo E^o e l'energia libera di Gibbs sono legati dall'equazione:^[4]

${\displaystyle \operatorname {\Delta } G^{\circ }=-nF\Delta E^{\circ }}$

dove:

• ${\displaystyle \Delta G^{\circ }}$ è l'energia libera di Gibbs allo stato standard (in J/mol);
• n sono le moli di elettroni per mole di prodotti;
• F è la costante di Faraday, pari a circa 96485 C/mol.

Se la riduzione avviene in maniera spontanea il potenziale standard risulta positivo (essendo ${\displaystyle \Delta G<0}$ per un processo spontaneo), mentre se la riduzione avviene in maniera non spontanea il potenziale standard risulta negativo (essendo ${\displaystyle \Delta G>0}$ per un processo non spontaneo).^[4]

I potenziali standard dell'elettrodo possono essere ottenuti per:

• potenziali dell'elettrodo misurati sperimentalmente e ricalcolati con l'equazione di Nernst (soltanto per reazioni reversibili);
• calcolo dell'energia libera di Gibbs della semireazione.

La valutazione dei potenziali standard è molto utile per determinare se una reazione redox possa avvenire in condizioni spontanee o meno. Le specie chimiche che possiedono potenziale più alto tendono a ossidare quelle a potenziale più basso: ad esempio l'acido cloridrico è in grado di ossidare (ox) la limatura di ferro in quanto H⁺, con potenziale di 0 V, è in grado di acquisire elettroni dal ferro, che possiede potenziale -0,41 V, producendo idrogeno gassoso e ioni Fe²⁺.

Nella tabella seguente vengono indicati alcuni valori dei potenziali standard:^[5][6]

Catodo	Potenziale di riduzione standard ${\displaystyle E^{\circ }[\mathrm {V} ]}$
3N2 + 2H+ + 2e− → 2HN3	−3,09
Li+(aq) + e− → Li(s)	−3,04
Rb+ + e− → Rb(s)	−2,98
K+(aq) + e− → K(s)	−2,93
Cs+(aq) + e− → Cs(s)	−2,92
Ba2+(aq) + 2e− → Ba(s)	−2,91
Sr2+(aq) + 2e− → Sr(s)	−2,89
Ca2+(aq) + 2e− → Ca(s)	−2,76
Na+(aq) + e− → Na(s)	−2,71
Mg(OH)2 + 2e− → Mg + 2OH−	−2,69
Mg2+(aq) + 2e− → Mg(s)	−2,38
H2AlO3−(aq) + H2O + 3e− → Al(s) + 4OH−	−2,35
N2(g) + 2H2O + 4H+ + 2e− → 2NH3OH+(aq)	−1,87
Al3+(aq) + 3e− → Al(s)	−1,66
HPO32−(aq) + 2H2O + 2e− → H2PO2−(aq) + 3OH−	−1,65
ZnO22−(aq) + 2H2O + 2e− → Zn(s) + 4OH−	−1,22
CrO2−(aq) + 2H2O + 3e− → Cr(s) + 4OH−	−1,20
Mn2+(aq) + 2e− → Mn(s)	−1,19
2SO3=(aq) + 2H2O + 2e− → S2O4=(aq) + 4OH−	−1,12
PO43−(aq) + 2H2O + 2e− → HPO32−(aq) + 2OH−	−1,05
Sn(OH)62−(aq) + 2e− → HSnO2−(aq) + 3OH− + H2O	−0,93
SO42−(aq) + H2O + 2e− → SO32−(aq) + 2OH−	−0,93
Cr2+(aq) + 2e− → Cr(s)	−0,91
Ti3+(aq) + e− → Ti2+(aq)	−0,90
TiO2(s) + 4H+ + 4e− → Ti(s) + 2H2O	−0,86
2H2O(l) + 2e− → H2(g) + 2OH−(aq)	−0,828
Zn2+(aq) + 2e− → Zn(s)	−0,762
Cr3+(aq) + 3e− → Cr(s)	−0,74
AsO43−(aq) + 2H2O + 2e− → AsO2−(aq) + 4OH−	−0,71
PbO(s) + H2O + 2e− → Pb(s) + 2OH−	−0,576
Fe(OH)3(s) + e− → Fe(OH)2(s) + OH−	−0,56
2CO2(g) + 2H+ + 2e− → H2C2O4(s)	−0,49
S(s) + H2O + 2e− → HS−(l) + OH−	−0,48
S(s) + 2e− → S2−(aq)	−0,476
Fe2+(aq) + 2e− → Fe(s)	−0,41
Cd2+(aq) + 2e− → Cd(s)	−0,40
Co2+(aq) + 2e− → Co(s)	−0,28
Ni2+(aq) + 2e− → Ni(s)	−0,257
Sn2+(aq) + 2e− → Sn(s)	−0,14
Pb2+(aq) + 2e− → Pb(s)	−0,13
Fe3+(aq) + 3e− → Fe(s)	−0,04
2H+(aq) + 2e− → H2(g)	0,00
Sn4+(aq) + 2e− → Sn2+(aq)	0,15
Cu2+(aq) + e− → Cu+(aq)	0,16
ClO4−(aq) + H2O(l) + 2e− → ClO3−(aq) + 2OH−(aq)	0,17
S4O62−(aq) + 2e− → 2S2O32−(aq)	0,2
AgCl(s) + e− → Ag(s) + Cl−(aq)	0,22
Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s)	0,34
ClO3−(aq) + H2O(l) + 2e− → ClO2−(aq) + 2OH−(aq)	0,35
IO−(aq) + H2O(l) + 2e− → I−(aq) + 2OH−(aq)	0,49
Cu+(aq) + e− → Cu(s)	0,52
I2(s) + 2e− → 2I−(aq)	0,54
ClO2−(aq) + H2O(l) + 2e− → ClO−(aq) + 2OH−(aq)	0,59
Fe3+(aq) + e− → Fe2+(aq)	0,77
Hg22+(aq) + 2e− → 2Hg(l)	0,80
Ag+(aq) + e− → Ag(s)	0,80
Hg2+(aq) + 2e− → Hg(l)	0,85
ClO−(aq) + H2O(l) + 2e− → Cl−(aq) + 2OH−(aq)	0,90
2Hg2+(aq) + 2e− → Hg22+(aq)	0,90
NO3−(aq) + 4H+(aq) + 3e− → NO(g) + 2H2O(l)	0,96
Br2(l) + 2e− → 2Br−(aq)	1,07
O2(g) + 4H+(aq) + 4e− → 2H2O(l)	1,23
Cr2O72−(aq) + 14H+(aq) + 6e− → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)	1,33
Cl2(g) + 2e− → 2Cl−(aq)	1,36
Ce4+(aq) + e− → Ce3+(aq)	1,44
MnO4−(aq) + 8H+(aq) + 5e− → Mn2+(aq) + 4H2O(l)	1,49
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e− → 2H2O(l)	1,78
Co3+(aq) + e− → Co2+(aq)	1,82
S2O82−(aq) + 2e− → 2SO42−(aq)	2,01
O3(g) + 2H+(aq) + 2e− → O2(g) + H2O(l)	2,07
F2(g) + 2e− → 2F−(aq)	2,87

• (EN) Cynthia G. Zoski, Handbook of Electrochemistry, Elsevier Science, 2007, ISBN 978-0-444-51958-0.
• Aldo Gaudiano, Giorgio Gaudiano, Vademecum di Chimica, 2ª ed., Zanichelli, 1998 [1982], ISBN 88-08-09499-5.
• Lincoln Taiz, Eduardo Zeiger, Fisiologia Vegetale, 3ª ed., Piccin, 2006, ISBN 978-88-299-1974-1

• Potenziale di cella
• Potenziale di elettrodo
• Potenziale di riduzione
• Diagramma di Frost
• Diagramma di Latimer
• Diagramma di Pourbaix

• Tavola dei potenziali standard di riduzione, su itchiavari.org.
• Tavola dei potenziali standard di riduzione in ordine alfabetico per elemento, su itchiavari.org.

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