Celle galvaniche (pile)

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1 Celle galvaniche (pile)
Una cella galvanica sfrutta una reazione chimica spontanea per generare corrente elettrica Occorre: una reazione redox spontanea non contatto fra ossidante e riducente un circuito esterno per gli elettroni un ponte per gli ioni

2 Pila Daniell Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-

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7 Potenziale di cella se il circuito esterno è aperto, non passa corrente, e si misura una differenza di potenziale E (in volt V) conviene pensare E come differenza fra i potenziali dei due elettrodi E = E1 - E2 il potenziale di riduzione E di un elettrodo misura il potere ox dell'ossidante e (all'opposto) il potere red del riducente

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9 Potenziali standard il potenziale E di un elettrodo dipende dalle concentrazioni il potenziale standard E0 si ha quando reagenti e prodotti sono allo stato di riferimento (a = 1, solidi o liquidi o c =1M o P = 1 atm) 2 Ag+(aq) + Fe(s) → 2 Ag(s) + Fe2+(aq) E0 = E0(Ag+/Ag) - E0(Fe2+/Fe)

10 E = E° - (RT/nF) ln Q ( equazione di Nernst )
n = numero di elettroni trasferiti F = 9,65 x 104 J/(Vmol) , costante di Faraday ( 1 F = 1 mol di elettroni ) G° = - n F E° Se G°  0 , E°  0 : è favorita la formazione dei prodotti E = E° - (RT/nF) ln Q ( equazione di Nernst ) R = costante dei gas, Q = quoziente di reazione 0,059 E = E° log Q n a 25°C

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12 MnO2 + NH4+ + e- MnO(OH) + NH3
Zn(s) Zn e- MnO2 + NH4+ + e MnO(OH) + NH3 4 NH3 + Zn Zn(NH3)42+

13 PbO2(s) + SO42- + 4 H+ + 2 e - PbSO4 (s) + 2 H2O
Pb(s) + SO PbSO4(s) + 2 e- PbO2(s) + SO H+ + 2 e PbSO4 (s) + 2 H2O