1 ESERCITAZIONE di CHIMICA 10 dicembre, 2012 TERMODINAMICA ELETTROCHIMICA.
Elettrochimica Elettrochimica è lo studio delle reazioni chimiche che producono effetti elettrici E...
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Elettrochimica
Elettrochimica è lo studio delle reazioni chimiche che producono effetti elettrici
E dell’opposto, cioè
dei fenomeni chimici che sono causati dall’azione della corrente o del voltaggio
Redox Reactions.
Oxidation
Reduction
Oxidation:•Gain of oxygen
•Loss of electrons
Reduction:•Loss of oxygen
•Gain of electrons
Increase in oxidation
number
Decrease in oxidation
number
Reazioni Redox
Ossidazione– Perdita di elettroni
Riduzione– Acquisto di elettroni
agente ossidante– sostanza che, riducendosi, causa ossidazione
agente riducente– sostanza che, ossidandosi, causa riduzione
LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE SONO RICONDUCIBILI LE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE SONO RICONDUCIBILI ALL’INTERAZIONE TRA DUE COPPIE OSSIDORIDUTTIVE CHE ALL’INTERAZIONE TRA DUE COPPIE OSSIDORIDUTTIVE CHE SCAMBIANO ELETTRONI.SCAMBIANO ELETTRONI.
SIMILITUDINE CON REAZIONI ACIDO BASE (DUE COPPIE CONIUGATE ACIDO/BASE)
Zn + Cu2+SO42- Zn2+SO4
2- + Cu
n.o. 0 +2 +2 0
RED1 OX2 OX1 RED2
Zn2+/Zn = coppia coniugata redox 1
Cu2+/Cu = coppia coniugata redox 2
Semireazione di ossidazione
Zn(s) Zn+2(aq) + 2 e-
Semireazione di riduzione
Cu+2(aq) + 2 e- Cu(s)
Cu+2(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn+2
(aq)
Cella voltaica o galvanicaUna reazione chimica modificata per generare corrente
Celle e Reazioni di Cella
Cella di Daniel
Zn(s) + Cu+2(aq) Zn+2
(aq) + Cu(s)
Semireazione di ossidazione
anodo Zn(s) Zn+2(aq) + 2 e-
Semireazione di riduzione
catodo Cu+2(aq) + 2 e- Cu(s)
ZnZn+2+2 e-
Cu+2+2 e-Cu
Cella di DanielUn elettrodo di rame immerso in una soluzione di solfato
di rame (II)
Un elettrodo di zinco immerso in una soluzione di solfato di zinco
Galvanic Cell: cariche elettriche
Il ponte salino o disco poroso permette la migrazione degli ioni così che la soluzioni rimangono neutre :
ZnZn+2 Cu+2Cu
Galvanic Cells: gli elettroni
Catodo: riduzioneCarica (-)
Anodo: ossidazione
Carica (+)
ZnZn+2+2 e- Cu+2+2 e-Cu
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
Potenziale di cellaGli elettroni sono spinti dalla reazione di
ossidazione ed accettati dalla reazione di riduzione.
Questo genera corrente elettrica: potenziale di cella, o forza elettromotrice. Misurato in Volt
Esso è positivo e misurabile sperimentalmenteMisurato come la differenza di potenziale tra gli
elettrodi di una cella elettrochimicaSe misurato in condizione standard ( concentrazione,
pressione, temperatura) si ottiene la E°, il potenziale standard della cella.
“regole” delle celle elettrochimiche
1. All’anodo gli elettroni sono prodotti dall’ossidazione.
2. Al catodo gli elettroni sono reagenti per la riduzione.
3. Gli elettroni si muovono nei cavi allontanandosi dall’anodo
4. Gli anioni tornano verso il (–) per caricare l’ anodo.
Potenziale di cella standard
E°, la differenza di potenziale, in volts, tra gli elettrodi di una cella elettrochimica in condizioni standard (25oC, concentrazione degli ioni = 1 M, ed i gas alla pressione di 1 atm)
Elettrodo standard ad idrogenoconsiste in un elettrodo di
platino coperto da una polvere sottile di platino intono a cui gorgoglia H2(g). Il suo potenziale è definito come 0 volts.
Semicella a Idrogeno
H2(g) = 2 H+(aq) + 2 e-
reazione reversibile
2H+(aq, 1M) + 2e- H2(g, 1 atm)E = 0 V
Potenziale di elettrodo
E’ utile considerare il potenziale di cella come la somma dei due potenziali di elettrodo:
E° = E°(catodo) + E°(anodo)
Per fare ciò si è definito come potenziale 0 quello
dell’elettrodo H
2H+ (aq) + 2e- H2(g) + E° = 0.00
Per misurare il potenziale di un elettrodo (es. Zn) basta calcolare il potenziale della cella Zn//H
Potenziale dello Zinco
Pontenziale del Rame
Gli elettrodi della pila Daniell
Lo Zn riduce H+
H2 riduce il Cu2+
Quindi Zn riduce Cu2+
Calcolo potenziale di cellaIl potenziale dell’elettrodo a Zn è potenziale
di ossidazione = + 0.76 V
Il potenziale della reazione opposta è di riduzione = -0.76 V
E° standardE° (V) Reduction Reaction
2.87 F2(g) + 2e- 2F-
1.36 Cl2(g) + 2e- 2Cl-
1.07 Br2(l) + 2e- 2Br-
0.77 Fe3+ + e- Fe2+
0.54 I2(s) + 2e- 2I-
0.34 Cu2+ + 2e- Cu(s)
0.15 Sn4+ + 2e- Sn2+
0.00 2H+ + 2e- H2(g)
-0.04 Fe3+ + 3e- Fe(s)
-0.23 Ni2+ + 2e- Ni(s)
-0.40 Cd2+ + 2e- Cd(s)
-0.41 Fe2+ + 2e- Fe(s)
-0.74 Cr3+ + 3e- Cr(s)
-0.76 Zn2+ + 2e- Zn(s)
-2.71 Na+ + e- Na(s)
-2.76 Ca2+ + 2e- Ca(s)
-2.92 K+ + e- K(s)
E° = 1.36 + 0.74 = 2.10 V
3 × [ Cl2(g) + 2e– 2Cl- ]
2 × [ Cr(s) Cr3+ + 3e– ]
3Cl2(g) + 2Cr(s) 6Cl- + 2Cr3+
+1.36 Cl2(g) + 2e– 2Cl-
–0.74 Cr3+ + 3e– Cr(s)
Cl2 ha tendenza a ridursi > di Cr3+
Potenziali di elettrodo
Per convenzione vengono sempre espressi
come potenziali standard di riduzione
Ox red
Serie elettrochimicaI potenziali standard di riduzione ordinano le sostanze
in base alla loro tendenza a ridursi. Esprimono l’energia libera della semireazione in Volt
Indicano anche il potere riducente o ossidante.Valori negativi sono associati ad alti poteri riducenti
della forma ridotta (es. Zn)Valori positivi ad alto potere ossidante della forma
ossidata (es. Cu2+)La serie elettrochimica è in ordine decrescente di potere
ossidante
Esempio
se si vuole la riduzione di mercurio(II) in una cella voltaica, e la semireazione è:
Quale reazione può essere usata all’anodo (ossidazione)?
A, B
Diagramma di Cella
rappresentazione schematica di una cella elettrochimica che mostra la due semicelle connesse da un ponte salino e equivalente, come
Zn(s)/ZnSO4(aq)//CuSO4(aq)/Cu(s)
Zn(s)/Zn++//Cu++/Cu(s)
anodo catodo
Ox Red
Reazioni di spostamento di Metalli
• I solidi dei metalli più reattivi spostano gli ioni di metalli meno reattivi
• La reattività relativa è basata sui potenziali delle semireazioni
• I metalli con potenziali molto diversi reagiscono più vigorosamente
esempio
Ag+ + e- Ag E°= 0.80 V
Cu2+ + 2e- Cu E°= 0.34 V
Ag reagirà con Cu2+?
yes, no
Cu reagirà con Ag+?
yes, no
Energia libera di Gibbs e Potenziale di Cella
Se la cella genera corrente (E) essa è spontanea (-G)
G = - nFE
dove n => numero di elettroni scambiati
F => constante di Faraday* E => potenziale di cella
* F= 96485 Coulomb/mol
Applicazioni delle Celle Electrochimiche
Batterie: convertono l’energia chimica in elettricità
Celle Primarie– celle elettrochimiche non-reversibili
Celle Secondarie– celle elettrochimiche reversibili
Applicazioni delle Celle Electrochimiche
Celle Primarie
"dry" cell e alkaline cell 1.5 v/cell
mercury cell 1.34 v/cell
fuel cell 1.23v/cell
Celle Secondarie
lead-acid (automobile battery) 2 v/cell
NiCad 1.25 v/cell
E = E0 + RT ln [OX1] nF
[RED1]
Equazione di Nernst
Convertendo il log naturale in decimale e quantificando le costanti, a 25 °C
E = E0 + 0.059 log [OX1]
n [RED1]
E = E0 + 0.0257 ln [OX1] n [RED1]N.B. quando [OX] = [RED] E = Eo
La dipendenza del potenziale dalla concentrazione dei reagenti/prodotti
R= costante dei gas, T= temp in K, n= numero di elettroni, F= costante di Faraday
ESEMPIO: Quale è il potenziale di cella per la cella di Daniel quando [Zn+2] = 10 [Cu+2] ?
Q = ([Zn+2]/[Cu+2] = (10 [Cu+2])/[Cu+2] = 10
Eo = (0.34 V)Cu + (-(-0.76 V))Zn
n = 2, (2 gli elettroni scambiati) Ecella = Eocella - (0.0257/n)ln Q
così Ecell = (1.10 - (0.0257/2) ln 10) V
Ecell = (1.10 - (0.0257/2) 2.303) V
Ecell = (1.10 - 0.0296) V = 1.07 V
Celle a concentrazione• una cella il cui potenziale
dipende solo da differenze di concentrazione.
• Un compartimento contiene una soluzione concentrata, e l’altro una soluzione diluita.
• Esempio: 0.025 M Cu e 1.50 M Cu2+.
Celle a concentrazione• Le due semi-reazioni sono uguali, quindi Eº
è zero .
V0526.0M 1.50M025.0
ln2
02567.0 V0
]uC[
]uC[ln
202567.0
V0
Qlnn
02567.0EE
edconcentrat2
dilute2
Misura del pH 1. Un elettrodo il cui
voltaggio cambia col pH
2. Un elettrodo di riferimento il cui voltaggio non cambia
3. Un volt meter che converte i millivolts in unità pH.
4. Un compensatore automatico di temperatura (optionale).
MeterMeter
refe
ren
cere
fere
nce
pH
ele
ctro
de
pH
ele
ctro
de
il pH metro
Corrosione e protezione dei metalli
Fe2+ + 2OH– Fe(OH)2(s) Fe2O3
IronIron
Fe2+
e–anode
cathode
O2 + 2H2O + 4e– 4OH–
Corrosione, la ruggine
Una barretta di ferro messa in un sistema semisolido (agar) che contiene fenoftaleina (Indicatore di pH)
Fe (s) Fe+2 + 2 e-
½ O2 (g) + H2O (l) + 2 e- 2 OH-
Zn Cu
Fe
Elettrolisi
• La disponibilità di elettricità permette di compiere reazioni opposte a quelle delle pile.
• Si usa una cella in cui i due elettrodi sono nella stessa soluzione elettrolitica e si applica corrente ai due elettrodi
Refining Elettrolitico del rame Cu(s) + Cu+2
(aq) --> Cu+2(aq) + Cu(s)
impuro puro anodo catodo
Aspetti quantitativi dell’elettrolisi
• 1 coulomb = 1 amp sec
• 1 mole e- = 96,500 coulombs
N° mol e- =Corrente(C/s)x tempo x1 mol e-/ 96,500
= Amp x sec /96.500
Esempio
Quanti grammi di cromo possono essere deposti da una soluzione di Cr+6 in 45 minuti con una currente di 25 amp?
(45 min)#g Cr = ------------
Esempio
Quanti grammi di cromo possono essere deposti da una soluzione di Cr+6 in 45 minuti con una currente di 25 amp?
(45 min)(60 sec)#g Cr = ---------------------
(1 min)
Esempio
Quanti grammi di cromo possono essere deposti da una soluzione di Cr+6 in 45 minuti con una corrente di 25 amp?
(45) (60 sec) (25 amp)#g Cr = ---------------------------
(1)
Esempio
Quanti grammi di cromo possono essere deposti da una soluzione di Cr+6 in 45 minuti con una currente di 25 amp?
definizione del coulomb
(45)(60 sec)(25 amp)(1 C)#g Cr = -----------------------------
(1) (1 amp sec)
Esempio
Quanti grammi di cromo possono essere deposti da una soluzione di Cr+6 in 45 minuti con una currente di 25 amp?
Faraday’s constant
(45)(25)(60)(1 C)(1 mol e-)#g Cr = ----------------------------------
(1)(1)(96,500 C)
Esempio
Quanti grammi di cromo possono essere deposti da una soluzione di Cr+6 in 45 minuti con una currente di 25 amp?
massa atomica
(45)(60)(25)(1)(1 mol e-)(52 g Cr)#g Cr = -------------------------------------------
(1)(1)(96,500) (6 mol e-)
Esempio
Quanti grammi di cromo possono essere deposti da una soluzione di Cr+6 in 45 minuti con una currente di 25 amp?
(45)(60)(25)(1)(1 mol e-)(52 g Cr)#g Cr = -------------------------------------------
(1)(1)(96,500)(6 mol e-)
= 58 g Cr
Well done!
Potenziale Standard di Riduzione
• Il potenziale della semireazione di riduzione, misurata in condizioni standard (25oC, concentrazione degli ioni = 1 M, ed i gas alla pressione di 1 atm)
• Il potenziale di una cella può essere calcolato dai potenziali standard :
E° = E+ + E–
• Nella pila di Daniell se Zn2+ e Cu2+ sono 1 M,
E° = 1.1 V
Alcuni Potenziali Standard di Riduzione
Li+ + e- Li -3.045 V
Zn+2 + 2 e- Zn -0.763 V
Fe+2 + 2 e- Fe -0.44 V
2 H+(aq) + 2 e- H2(g) 0.00 V
Cu+2 + 2 e- Cu +0.337 V
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- 2 H2O(l) +1.229 V
F2 + 2e- 2 F- +2.87 V
E° = E+ + E– = +0.337 + 0.763 = 1.10 V