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CORSO DI CHIMICA
Lezione del 27 Maggio 2014
C.I. Chimica/Tecnologia dei
Materiali
Il valore del Potenziali standard di riduzione (E°)
indica la tendenza a ridursi dei vari elementi.
In sostanza se si scelgono due coppie redox, la
tabella permette di sapere quale sarà il verso di
spontaneità della reazione di ossido-riduzione:
Si riduce quello con il potenziale più alto
Si ossida quello con il potenziale più basso
Non è rilevante la differenza tra i valori
Si riduce quello con il potenziale più alto
Si ossida quello con il potenziale più basso
O2 + 4 H+ + 4 e- <=> 2 H2O
E° = +1,23 V
Ag + + e- <=> Ag
E° = +0,80 V
Cu 2+ + 2 e- <=> Cu
E° = +0,34 V
Fe 2+ + 2 e- <=> Fe
E° = -0,44 V
Zn 2+ + 2 e- <=> Zn
E° = -0,77 V
Al 3+ + 3 e- <=> Al
E° = -1,66 V
Osservando questa tabella si deduce che
l’ossigeno dell’atmosfera è capace di ossidare
gran parte dei metalli una volta che questi
vengano esposti all’aria.
La differenza di comportamento deriva dalle
reazioni chimiche che seguono l’ossidazione e
la natura dei prodotti che si formano.
Consideriamo il caso di metalli come Zn o Al.
L’ossidazione produce ioni Zn2+ o Al3+: questi
due ioni reagiscono ulteriormente con l’ossigeno
e si formano ossidi come ZnO o Al2O3 . Il fatto
è che questi ossidi aderiscono spontaneamente e
perfettamente al metallo proteggendolo da
ulteriori ossidazioni.
O2
ZnO o Al2O3
Zn o Al
Nel caso di Fe la reazione è simile. L’ossidazione
produce ioni Fe2+ e questo ione reagisce
ulteriormente con l’ossigeno e forma l’ossido
FeO che reagisce ulteriormente formando Fe2O3
. Il fatto è che questo ossido non aderisce al
metallo ma se ne allontana facilmente.
O2
Fe2O
3
Fe
CO2 in acqua si dissocia in H+ e HCO3-: gli
ioni funzionano da ponte salino
O2 + CO2
Fe2+ con O2 passa a
Fe3+
Fe2+
Impurezza metallica che funziona
da catodo: O2 passa a H2O
La Formazione della Ruggine

Le semi-reazioni sono:
Fe Fe2+ + 2 eO2+ 4 e- + 4 H+  2 H2O
L’impurezza metallica (qualsiasi metallo con E°
maggiore del Fe) non partecipa alla reazione e
quindi non si consuma.
Per proteggere il ferro dalla
formazione
dellapassiva
ruggine si può
Protezione
ricorrere ad un tipo di protezione
che impedisca il contatto del ferro
con l’ossigeno dell’aria.
Si tratta in genere di vernici o
rivestimenti plastici che svolgono,
però, un ruolo passivo: se rimossi
anche parzialmente il processo di
corrosione ricomincia senza
In alternativa si può proteggere il Fe con altri
metalli come Zn o Sn. In tal modo Fe viene
protetto dal meccanismo di protezione degli
altri metalli.
O2
ZnO o SnO
Zn o Sn
Fe
Protezione attiva
O
2
Ferro
Essendo il potenziale dello Zn più basso di quello
del Fe, sul ferro si riduce O2 a H2O mentre
all’anodo Zn  Zn2+
Essendo il potenziale del Fe più basso di
quello del Cu, sul rame si riduce O2 a
H2O mentre all’anodo Fe  Fe2+
Anodi Sacrificali
I grandi manufatti sono
protetti collegandoli a metalli
con E° più basso di quello del
Ferro.
In tal modo qualunque
processo riduttivo avvenga
nel terreno, sarà il metallo
meno nobile ad ossidarsi
impedendo l’ossidazione del
ferro.
Il valore del Potenziali standard di riduzione (E°)
permette anche di calcolare la differenza di
potenziale tra gli elettrodi di una pila in
condizioni standard.
Ad esempio nel caso della sistema Cu (E° =
+0,34 volt) e Zn (E° = -0,77 volt), la differenza di
potenziale è ∆ E ° = (0,34 – ( – 0,77 volt)) = 1,11
volt
Legge di Nernst
Il Potenziali di riduzione (E)
dipende da
temperatura, pressione parziale di eventuali specie
gassose e concentrazione degli ioni in soluzione. La
legge di Nernst permette di calcolare il potenziale in
condizioni non standard:
E = E° – ( R x T) / (n x F) ln [rid] / [ox]
R è la costante universale dei gas, T è la
temperatura assoluta, n è il numero di elettroni
scambiati e F è il Faraday unità di misura della
capacità elettrica

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