Elettrochimica II. Potenziale della Cella Zn(s) + Cu 2 + (aq)  Zn 2+ (aq) + Cu(s) l Il potenziale totale della cella è la somma del potenziale di ciascun.

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1 Elettrochimica II

2 Potenziale della Cella Zn(s) + Cu 2 + (aq)  Zn 2+ (aq) + Cu(s) l Il potenziale totale della cella è la somma del potenziale di ciascun elettrodo. E º cell = E º Zn  Zn 2+ + E º Cu 2+  Cu l I potenziali di riduzione delle singole semicelle sono riportati in una tabella. l Essendo nella tabella riportato il potenziale di riduzione uno dei due valori deve essere cambiato di segno in quanto reazione di ossidazione!

3 Potenziale della Cella e-e- e-e- e-e- e-e- AnodoCatodo Fe 2+ Fe 3+ Cu 2+ Eº cell = Eº Fe 3+  Fe 2+ + Eº Cu  Cu 2 + Pertanto Eº cell = 0.77- 0.34 =0.43

4 L’ Equazione di Nernst  G =  Gº +RTln(Q) -nFE = -nFEº + RTln(Q) E = Eº - RT ln(Q) nF 2Al(s) + 3Mn +2 (aq)  2Al +3 (aq) + 3Mn(s) E º = 0.48 V l E’ possibile quindi mediante questa equazione determinare dalle concentrazioni la F.e.m. o viceversa

5 Potenziale della Cella e Concentrazione 2Al(s) + 3Mn 2+ (aq)  2Al 3+ (aq) + 3Mn(s) Predire se E cell sarà più grande o meno di E º cell se [Al 3+ ] = 1.5 M e [Mn 2+ ] = 1.0 M l Se [Al 3+ ] = 1.0 M e [Mn 2+ ] = 1.5M l Se [Al 3+ ] = 1.5 M e [Mn 2+ ] = 1.5 M

6 L’ Equazione Nernst l Quando le reazioni procedono le concentrazioni dei prodotti aumentano e dei reagenti diminuiscono. La reazione termina quando Q = K e E cell = 0 0 = Eº - RT ln(K) nF Eº = RT ln(K) nF nFEº = ln(K) RT

7 Batterie sono Celle Galvaniche 2H 2 SO 4 +Pb + PbO 2  2Pb 2+ + 2SO 4 2- 2H 2 O 2H 2 SO 4 +Pb + PbO 2  2Pb 2+ + 2SO 4 2- + 2H 2 O Batteria al piombo Batteria Nichel-Cadmio 2NiO(OH) + Cd + 2H 2 O  Cd(OH) 2 + 2Ni(OH) 2

8 Celle combustibile

9 Batterie al Litio l Benefits: l Vantaggi di performance: – Ridotto peso e volume della batteria - 3x l’energia specifica e 10x densità rispetto alle convenzionali Ni-Cd e Ni-H2. – Più basso tasso di scarica l Riduzione della complessità del sistema – Più alto voltaggio operativo (3.5 volts contro 1.2 volts) – Flessibilità delle celle – Riduzione del costo - l Controllo del processo di carica e scarica – Vita media più lunga – Ridotto calore di rigenerazione della carica

10 Corrosione l Ruggine – spontaneo processo di ossidazione. l I metalli che hanno potenziali di riduzione meno positivi dell’ O 2 subiscono l’ossidazione all’atmosfera. Fe  Fe +2 +2e - Eº= 0.44 V O 2 + 2H 2 O + 4e -  4OH - Eº= 0.40 V Fe +2 + O 2 + H 2 O  Fe 2 O 3 + H + l Reazione avviene in due tempi.

11 lElE’ possibile far svolgere un processo non spontaneo? lSlSi!. lIlInserendo nel circuito un generatore di corrente ad un voltaggio più elevato del potenziale della cella si inverte la direzione del flusso di elettroni nella reazione redox. Elettrolisi

12 1.0 M Zn +2 e-e- e-e- Anodo Catodo 1.10 Zn Cu 1.0 M Cu +2

13 1.0 M Zn +2 e-e- e-e- Anodo Catodo Una batteria >1.10V Zn Cu 1.0 M Cu +2

14 Leggi di Faraday I° Legge di Faraday: Le quantità delle specie chimiche formate o consumate agli elettrodi durante l’elettrolisi sono proporzionali alle quantità di corrente II° Legge di Faraday: Le quantità delle specie chimiche formate o consumate per il passaggio di una stessa quantità di corrente agli elettrodi sono proporzionali alla massa delle specie interessate all’elettrolisi

15 Leggi di Faraday Massa del metallo = (I * t /nF) Ma

16 Calcolo delle specie prodotte l Si calcolano le cariche. Si misura la corrente I (in ampere) l 1 amp = 1 coulomb di carica per secondo q = I x t l q/nF = moli di metallo prodotto agli elettrodi l Massa del metallo prodotto M a q/nF l Per quanto tempo deve essere applicata una corrente di 5.00 A per produrre 15.5 g di Ag da Ag + ?

17 Uso dell’Elettrolisi l Elettrolisi dell’acqua. l Separare miscele di ioni. l In presenza di più ioni al catodo si riduce per primo quello che ha il potenziale di riduzione più alto. l In presenza di più ioni all’ anodo si ossida per primo quello che ha il potenziale di ossidazione più alto.