La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

Reazioni di dismutazione: i potenziali redox ci dicono se una specie puo’ dismutare 3Cr 2+ 2Cr 3+ + Cr 2Cu + Cu 2+ + Cu La reazione di dismutazione è favorita.

Presentazioni simili


Presentazione sul tema: "Reazioni di dismutazione: i potenziali redox ci dicono se una specie puo’ dismutare 3Cr 2+ 2Cr 3+ + Cr 2Cu + Cu 2+ + Cu La reazione di dismutazione è favorita."— Transcript della presentazione:

1 Reazioni di dismutazione: i potenziali redox ci dicono se una specie puo’ dismutare 3Cr 2+ 2Cr 3+ + Cr 2Cu + Cu 2+ + Cu La reazione di dismutazione è favorita quando la somma algebrica dei  G 0 delle semireazioni di riduzione e ossidazione è minore di zero  G 0 (Cr 3+ /Cr 2+ ) = -(-0.41)F = 0.42 x F  G 0 (Cr 2+ /Cr) = -2(-0.91)F = 1.82 x F  G 0 = -zF  E 0  G 0 > 0  G 0 (Cu 2+ /Cu + ) = -(0.16)F = x F  G 0 (Cr + /Cu) = -(0.52)F = x F  G 0 < 0

2 Celle a concentrazione Cu Cu e - [Cu 2+ ] = 1.0 x [Cu 2+ ] = 1.0 x Elettrodi di rame Nella semicella meno concentrata (anodo) avviene l’ossidazione: Nella semicella più concentrata (catodo) avviene la riduzione: Cu e - Cu La f.e.m.  E =  E 0 – 0.059/2 log = /2 = V La pila eroga correte fino a che la conc. di Cu 2+ è uguale nelle due semicelle 1 x x 10 -1

3 Celle a concentrazione Pt|H 2 (1 bar)|H + (x M)|| H + (1 M)|H 2 (1 bar)|Pt In questa pila le reazioni in gioco sono: Catodo (riduzione): 2H + (1 M) + 2e -  H 2 (1 bar) Anodo (ossidazione): H 2 (1 bar)  2H + (x M) + 2e - Totale reazione: 2H + (1M)  2H + (x M) In una pila a concentrazione la variazione spontanea si verifica sempre nella direzione in cui la soluzione piu’ concentrata si diluisce ed quella piu’ diluita aumenta di concentrazione.

4 Celle a concentrazione Pt|H 2 (1 bar)|H + (x M)|| H + (1 M)|H 2 (1 bar)|Pt L’equazione di Nernst per la reazione della pila è:  E =  E /2 log x 2 /1 2 Dato che  E 0 = E 0 (H + /H 2 ) - E 0 (H + /H 2 ) = 0, si semplifica in:  E =  - (0.0591/2) 2log x/1  E = log x Dato che x è [H + ] nella soluzione incognita:  E = log [H + ] e quindi  E = * pH Posso quindi misurare il pH di una soluzione misurando la f.e.m. di una pila a concentrazione fatta da due elettrodi ad idrogeno.

5 Il pH metro Nel caso di elettrodo di riferimento Ag/AgCl ho  E 0 = 0 e quindi  E = * pH Elettrodo a vetro è fatto da un bulbo di vetro sottile che contiene un elettrodo argento-argento cloruro immerso in una soluzione di HCl 1 M. Quando metto in contatto il bulbo con una soluzione a concentrazione ignota di H +, si sviluppa un potenziale a causa della differenza di concentrazione attraverso la membrana. Questa differenza di potenziale la misuro con un voltmetro rispetto ad un elettrodo di riferimento che puo’ essere un elettrodo a calomelano oppure a argento-argento cloruro. La f.e.m.  E =  E /2 pH

6 Elettrolisi Pila con f.e.m V alle condizioni standard: Cu + 2Ag +  Cu Ag La pila eroga corrente fino a che si scarica. Se poi applico una differenza di potenziale maggiore di 0.46 (per esempio usando un’altra pila che eroghi corrente con f.e.m. > 0.46) la reazione procede nel senso opposto: Cu Ag  Cu + 2Ag +

7 Elettrolisi Pila Utilizzo una reazione spontanea per produrre energia elettrica Elettrolisi Utilizzo energia elettrica per fare avvenire una reazione NON spontanea Se applico a una pila una differenza di potenziale pari alla sua f.e.m non avviene nessuna reazione, ma se applico una differenza di potenziale maggiore della sua f.e.m. avviene la reazione nel senso opposto, quindi la reazione non spontanea.

8 Elettrolisi Elettrolisi di soluzioni acquose Elettrolisi di Sali fusi

9 Si usa per ottenere i metalli alcalini allo stato elementare Es. NaCl fuso Catodo (-) di ferro avviene la riduzione: Na + + e - Na Anodo (+) di grafite avviene l’ossidazione: Cl - 1/2Cl 2 + e -

10 Elettrolisi di Sali fusi Si usa per ottenere F 2 Es. KHF 2 ·HF fuso Catodo (-) di nichel avviene la riduzione: HF + H + + 2e - H 2 + F - K + + e - K Anodo (+) di nichel avviene l’ossidazione: HF - F 2 + 2e - + H + Al catodo si libera l’idrogeno e non il potassio perché l’idrogeno necessita di meno lavoro elettrico

11 Elettrolisi di soluzioni acquose

12 Elettrolisi dell’acqua pura 2H 2 O 2H 2 O2O2 +

13 2H 2 O 2H 2 O2O2 + E(O 2 /H 2 O, pH 7) = E 0 (O 2 /H 2 O) – log =0.82V 1 [H + ] E(H + /H 2, pH 7) = E 0 (H + /H 2 ) – log = -0.41V 1 [H + ]  E = E 0 (O 2 /H 2 O) – E 0 (H + /H 2 ) = 1.23 E’ il potenziale minimo necessario da applicare per la decomposizione dell’acqua. E’ indipendente dal pH Elettrolisi dell’acqua pura

14 Elettrolisi di soluzioni acquose. Es. soluzione di CuSO 4 2H + +2e - H2H2 Cu +2 +2e - Cu ?

15 Elettrolisi 2H + +2e - H2H2 E 0 = 0 V E 0 = V Cu +2 +2e - Cu

16 Elettrolisi 2SO 4 2- O 2 +4e - +4H + 2H 2 O E 0 = 1,23 V E 0 = 2,01 V + 2e - 2S 2 O 8 2-

17 Elettrolisi In generale: 1.All’anodo si ossida la specie che ha E 0 minore 2.Al catodo si riduce la specie che ha E 0 maggiore Perche’ si richiede meno lavoro elettrico

18 Quantità di prodotti di reazione ed quantità di elettricità Ag + + e - Ag catodo Per il passagio di una carica elettrica pari a una mole di elettroni, al catodo si deposita una mole di Ag e all’anodo si sviluppa ¼ di mole di O 2 F= Coulomb = quantità di carica di 1 mole di elettroni Q = I x t Coulomb= Ampere x secondi I x t /(z x F) = moli ottenute in un processo di elettrolisi O 2 +4e - +4H + anodo2H 2 O Elettrolisi di AgNO 3

19 Quantità di sostanza ed energia Quindi conoscendo I e t poso sapere quanta sostanza si sviluppa agli elettrodi. Es. Elettrolisi di AgNO 3 avviene per 40 minuti con una intensità di 0.30 A (40 x 60 s) x 0.30 A x 1 = moli ottenute di Ag x 4 = moli ottenute di O 2


Scaricare ppt "Reazioni di dismutazione: i potenziali redox ci dicono se una specie puo’ dismutare 3Cr 2+ 2Cr 3+ + Cr 2Cu + Cu 2+ + Cu La reazione di dismutazione è favorita."

Presentazioni simili


Annunci Google