Presentazione standard di PowerPoint · 2021. 3. 30. · La Serie Elettrochimica Quanto più è...

Università degli studi di Cagliari

CdL Ingegneria Chimica Laboratorio di Chimica

ELETTROCHIMICA

Dipartimento di Ingegneria Meccanica, Chimica e dei Materiali

CORSO DI LABORATORIO DI CHIMICA

Lezione Esperienza 6

Dr. Luca Pilia

2 CdL Ingegneria Chimica Laboratorio di Chimica

ELETTROCHIMICA

Le reazioni spontanee redox possono essere sfruttate per trasformare

ENERGIA CHIMICA in ENERGIA ELETTRICA

utilizzando opportuni dispositivi chiamati

CELLE GALVANICHE o PILE.


CELLE ELETTROCHIMICHE

ENERGIA CHIMICA IN

ENERGIA ELETTRICA

Sfruttano reazioni redox

SPONTANEE per produrre

corrente elettrica

ENERGIA ELETTRICA IN

ENERGIA CHIMICA

Sfruttano corrente elettrica per

far avvenire reazioni redox

NON SPONTANEE

CELLE

GALVANICHE o PILE

CELLE

ELETTROLITICHE

PERMETTONO DI CONVERTIRE


Celle Galvaniche (Pile)

• Cella elettrochimica nella quale si utilizza una reazione

chimica spontanea per produrre una corrente elettrica.

• PILA DANIELL

ZnSO4

CuSO4

Setto

poroso

Zn

Cu

CuSO4 e ZnSO4

Zn

Cu


Il Potenziale di cella

Il Potenziale Ecella (la forza elettromotrice, fem o voltaggio) della

cella, misura l’attitudine della reazione di cella a sospingere gli

elettroni lungo il circuito.

L’unità SI è il volt (V) definito come la differenza di potenziale

presente tra due elettrodi quando, per spostare una carica

elettrica di un coulomb (C) da un elettrodo all’altro, è necessario

compiere un lavoro di un joule (J):

1V = 1J/1C


PILA DANIELL Le pile sono costituite da due semicelle, costituite da un elettrodo, in genere un

metallo immerso nella soluzione di un suo sale. Le semicelle sono collegate

mediante ponte salino per permettere il passaggio degli ioni, ma non il

miscelamento delle soluzioni. Gli elettrodi sono collegati mediante filo conduttore e

voltmetro.

Semicella

Reazione spontanea:

Cu2+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + Cu(s)

• Il Catodo (+) è l’elettrodo a cui si realizza la riduzione

• L’ Anodo (−) è l’elettrodo a cui si realizza l’ossidazione

Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+

(aq)


•Reazione all’Anodo: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e−

•Reazione al Catodo: Cu2+(aq) + 2e− Cu(s)

Il potenziale di una pila (fem) è dato da: Ecella = Ecatodo - Eanodo

se Ecella > 0, la reazione è spontanea e può produrre corrente elettrica

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Potenziali standard di riduzione

Poiché si misurano differenze di potenziale, si fissa uno

zero al quale riferire i potenziali.

Si conviene che:

Il semielemento di riferimento è l’Elettrodo Normale ad

Idrogeno, al quale viene assegnato il valore Eo=0 in

condizioni standard (t = 25°C (298K), P = 1 atm; c = 1,0M).


Potenziali standard di riduzione

Serie elettrochimica: tabella

nella quale vengono riportati i

Potenziale di Riduzione in

condizioni standard (t = 25°C

(298K), P = 1 atm; c = 1,0M)

SERIE ELETTROCHIMICA Eo(VOLT)


La Serie Elettrochimica

Quanto più è positivo il potenziale standard di una specie, tanto

maggiore è il suo potere ossidante tanto più facilmente la specie è

disposta a acquistare elettroni.

In generale quanto più è negativo il potenziale standard di una specie,

tanto maggiore è il suo potere riducente tanto più facilmente la

specie è disposta a cedere elettroni.


SERIE ELETTROCHIMICA Eo(V)

Potere

ossidante Potere

riducente


Reazione spontanea: Cu2+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + Cu(s)

G= −W= −q∙E =−nF∙E

nF = q

F = 1Faraday = 96500 Coulomb

1F = carica di una mole di elettroni

G= Go + RT∙lnQ

nF∙E = nF∙Eo− RT∙lnQ

Equazione di NERNST: E = Eo − (RT/nF)lnQ

POTENZIALI IN CONDIZIONI NON-STANDARD


Esperienza 6 Elettrochimica

SCOPO: verifica sperimentalmente di alcuni principi dell’elettrochimica. L’esperienza è articolata nelle parti seguenti:

PARTE A: costruzione di una pila Daniell:

Zn(s)/Zn2+(aq)(1,0M) // Cu2+

(aq)(1,0M)/Cu(s)

PARTE A’: costruzione di una pila Zn/Cu:

Zn(s)/Zn2+(aq)(0,1M) // Cu2+

(aq)(1,0M)/Cu(s)

PARTE B: mettere in ordine alcuni elementi metallici (Ag, Zn, Pb, Cu) in base alla capacità di

ridursi.


PROCEDIMENTO PARTI A e A’:

•Preparare una soluzione acquosa 1,0 M di CuSO4 e una 1,0 M di ZnSO4.

•Pulire le lamine di Zn e Cu con la carta vetrata.

•Collegare il ponte salino alle due siringhe (compartimenti) e riempirlo con la soluzione satura di Na2SO4.

•Fissare le due siringhe con le pinze, facendo attenzione che siano alla stessa altezza.

•Versare 20 cc della soluzione di CuSO4 in una siringa e 20 cc di quella di ZnSO4 nell’altra.

•Fissare le due lamine di Cu e Zn con i morsetti.

•Immergere per metà la lamina di Cu nella soluzione di CuSO4 e quella di Zn in quella di ZnSO4.

•Misurare il potenziale di cella.

•Preparare una soluzione acquosa 0,1 di ZnSO4.

•Ripetere le operazioni dei punti 1-8 utilizzando le soluzioni 1,0 M di CuSO4 e quella 0,1 M di

ZnSO4.


PROCEDIMENTO PARTE B:

•Versare della soluzione di ZnSO4 in 4 becher fino a una altezza di 1,5 cm.

•Immergere (per metà lunghezza) in ciascuno dei 4 becher una delle quattro lamine dei metalli riportati nella prima riga della Tabella 1 (pulire le lamine di Zn, Pb e Cu con la carta vetrata); aspettare qualche minuto e osservare cosa è successo.

•Ripetere le operazioni ai punti 1 e 2 per le soluzioni degli altri 4 ioni riportati nella prima colonna della Tabella 1.

•Riportare i risultati in Tabella 1. Tabella 1. Combinazioni soluzioni-lamine

Zn Pb Cu Ag

Zn++

Pb++

Cu++

Ag+

H+

(facoltativo)

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