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Zn 2+

Cu. Zn. Zn 2+. Cu 2+. Cu( s ) + Zn 2+ ( aq )  Cu 2+ ( aq ) + Zn( s ). Cu(s). Cu 2+ ( aq ) + Zn( s )  Cu( s ) + Zn 2+ ( aq ). potere ossidante di Cu 2+ /Cu > potere ossidante di Zn 2+ /Zn. H 2. Cu. Zn. H 3 O +. H 3 O +.

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Presentation Transcript

  1. Cu Zn Zn2+ Cu2+ Cu(s) + Zn2+(aq) Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) Cu2+(aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn2+(aq) potere ossidante di Cu2+/Cu > potere ossidante di Zn2+/Zn

  2. H2 Cu Zn H3O+ H3O+ 2 H3O+(aq) + Cu(s)  H2(g) + Cu2+(aq) + 2 H2O(l) 2 H3O+(aq) + Zn(s)  H2(g) + Zn2+(aq) + 2 H2O(l) pot ox Cu2+/Cu > pot ox H3O+/H2 > pot ox Zn2+/Zn

  3. Zn Cu Ag+ Ag+ Ag Ag pot ox Ag+/Ag pot ox Cu2+/Cu pot ox H3O+/H2 pot ox Zn2+/Zn > > > 2 Ag+(aq) + Zn(s)  2 Ag(s) + Zn2+(aq) 2 Ag+(aq) + Cu(s)  2 Ag(s) + Cu2+(aq)

  4. scala qualitativa del potere ossidante Ag+/Ag Ag(s) Ag+(aq) + e- Cu2+/Cu Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e- H3O+/H2 2 H3O+(aq)  H2(g) + 2 H2O(l)+ 2 e- Zn2+/Zn Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- Si può fare una scala quantitativa?

  5. Zn Cu Cu2+ Zn2+ Cu2+(aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn2+(aq) Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e-ossidazione Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s) riduzione Se la reazione è spontanea, gli elettroni hanno la tendenza ad andare spontaneamente da sinistra a destra.

  6. - + Cl- ponte salino  K+ Anodo Catodo Ossidazione Riduzione PILA DANIELL Voltmetro Zn Cu V = 0 Cu2+ Zn2+ SO42- SO42-

  7. Schematizzazione di una pila: Composti allo stato solido o gassoso Composti allo stato solido o gassoso Composti in soluzione Composti in soluzione Esempio: Anodo Catodo

  8. H2(1 atm) Pt 25°C pH=0 Elettrodo standard di riferimento: 2 H3O+(aq) + 2 e- H2(g) + 2 H2O(l)

  9. Elettrodo a idrogeno

  10. Potenziale standard di riduzione: Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s) E= + 0,3419 V H2(1 atm) Cu Pt 25°C [Cu2+]=1,0 M pH=0

  11. Potenziale standard di riduzione: Zn2+(aq) + 2 e- Zn(s) E= - 0,7618 V H2(1 atm) Zn Pt 25°C [Zn2+]=1,0 M pH=0

  12. Potenziale standard di riduzione: NO3-(aq) + 3 e- + 4 H3O+(aq)  NO(g) + 6 H2O(l) E= +0,960 V H2(1 atm) NO(1 atm) Pt Pt 25°C pH=0 pH=0 [NO3-] = 1,0 M

  13. – + Zn Cu [Zn2+]=1,0 M 25°C [Cu2+]=1,0 M Riduzione (catodo) Ossidazione (anodo)

  14. La serie elettrochimica dei potenziali standard (25°C) Semireazione E° (V) 2H+(aq) + 2e- H2(g) 0.00 Sn2+(aq) + 2e- Ni(s) -0.14 Ni2+(aq) + 2e- Ni(s) -0.25 Co2+(aq) + 2e- Co(s) -0.28 PbSO4(s) + 2e- Pb(s) + SO42-(aq) -0.36 Cd2+(aq) + 2e- Cd(s) -0.40 Fe2+(aq) + 2e- Fe(s) -0.44 Cr3+(aq) + 3e- Cr(s) -0.74 Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) -0.83 2H2O(aq) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq) -1.66 Mg2+(aq) + 2e- Mg(s) -2.37 Na+(aq) + e- Na(s) -2.71 Ca2+(aq) + 2e- Ca(s) -2.76 K+(aq) + e- K(s) -2.92 Li+(aq) + e- Li(s) -3.05 Semireazione E° (V) F2(g) + 2e- 2F- +2.87 PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+ + 2e- PbSO4(s) + H2O+1.69 2HOCl(aq) + 2H+(aq) + 2e- Cl2(g) + 2H20 +1.63 MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H20 +1.51 PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e- Pb2+(aq) + 2H2O +1.46 BrO3-(aq) + 6H+(aq) + 6e- Br-(aq) + 3H2O +1.44 Au3+(aq) + 3e- Au(s) +1.42 Cl2(g) + 2e- 2 Cl-(aq) +1.36 O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 2H2O +1.23 Br2(aq) + 2e- 2Br-(aq)+1.07 NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- NO(g) + 2H2O +0.96 Ag+(aq) + e- Ag(s) +0.80 Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq) +0.77 I2(s) + 2e- 2I-(aq) +0.54 NiO2(aq) + 4H+(aq) + 3e- Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) +0.49 Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) +0.34 SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- H2SO3(aq) + H2O +0.17 Aumenta la forza ossidante Aumenta la forza riducente

  15. La serie elettrochimica dei potenziali standard • I valori sono tabulati come potenziali standard di riduzione; ogni semireazione • elettrodica è riportata come riduzione • Il potenziale standard di riduzione di una certa coppia redox indica la capacità • di questa coppia a comportarsi da ossidante o da riducente rispetto alla coppia • H3O+/H2 • Lo stesso criterio può essere facilmente esteso a qualsiasi altra coppia redox, • confrontando i relativi potenziali standard • Calcolo immediato della f.e.m. standard (E°) di una cella formata da due • semielementi qualsiasi • (-) ZnZn2+(aq, a=1)Cu2+(aq, a=1)Cu (+) • E° = E°C-E°A = E°Cu2+/Cu-E°Zn2+/Zn = +0.337 - (-0.763) = +1.100 V

  16.    Elettrodo a CALOMELANO Hg2Cl2(s) + 2e- 2Hg(l) + 2Cl-(aq) (T = 25°C) (soluzione satura di KCl) Elettrodo ad ARGENTO-CLORURO D’ARGENTO AgCl(s) + e- Ag(s) + Cl-(aq) (T = 25°C) (soluzione satura di KCl) Elettrodi ausiliari di riferimento

  17. Pile commerciali Pila Leclanché alcalina Elettrolita alcalino, KOH, molto usata in giocattoli, registratori, è presente una certa quantità di Hg!! Anodo (-): Zn + 2 OH- ZnO + H2O + 2 e- Catodo (+): 2 MnO2 + 2 e- + H2O Mn2O3 + 2 OH- Reazione totale: 2 MnO2 + Zn  Mn2O3 + ZnO

  18. Pile commerciali Batterie zinco-ossido di argento densità di energia molto alta, lunga durata, peso contenuto; utilizzate per: satelliti, macchine fotografiche, orologi, apparecchi acustici

  19. Pile commerciali Pile a elettrolita solido (litio-iodio) potenza ridottissima ma lunghissima durata Impieghi: pacemakers, orologi, smoke detectors, microfoni senza fili, calcolatrici. Primi modelli: Ag/I2, DE 0.6 V, ma più soggette alla rottura dell’elettrolita solido Anodo (-): 2 Li  2 Li+ + 2 e- Catodo (+): I2 + 2 e-  2 I- Reazione totale: 2 Li + I2 2 LiIDE  2.8 V

  20. Pile a combustibile (Fuel cells) Trasformano direttamente l’energia chimica in energia elettrica Fuel cell a idrogeno Operano a pressione e temperatura abbastanza elevate (20-40 atm, 200 °C) con una alimentazione contiunua dei reagenti Sviluppate per le missioni spaziali (Apollo), oggi allo studio per alimentare automobili a impatto zero (ZEV)

  21. Gli accumulatori Accumulatori al piombo anodo in piombo spugnoso (lega Pb-Sb), catodo in PbO2; elettrolita: H2SO4 37% numerose celle collegate in serie, elevata densità di energia,

  22. La pila è un sistema che trasforma l’energia chimica di una reazione red-ox spontanea in energia elettrica Pila Daniel con setto poroso

  23. Pila Daniel con ponte salino

  24. Quoziente della semireazione di riduzione Potenziale standard Costante di Faraday Walter Hermann Nernst Briesen 1864 – Berlino 1940 Premio Nobel per la Chimica 1920 Numero degli elettroni A 25°C: Per calcolare il potenziale di un elettrodo non allo stato standard si usa l’equazione di Nernst:

  25. Per esempio: MnO4-(aq) + 8 H3O+(aq)+ 5 e-  Mn2+(aq) + 12 H2O(l) E=1,491 V PbO2(s) + 4 H3O+(aq)+ 2 e-  Pb2+(aq) + 6 H2O(l) E=1,460 V

  26. NO3-(aq) + 3 e- + 4 H3O+(aq)  NO(g) + 6 H2O(l) E= + 0,960 V Cl2(g) + 2 e- 2 Cl-(aq) E= + 1,358 V

  27. Pile a concentrazione: c1 = c2 pila scarica c1 < c2 catodo a destra c1 > c2 catodo a sinistra

  28. CELLA A CONCENTRAZIONE

  29. anodo catodo H2(g) + 2 H2O(l) 2 H3O+(aq) (variabile) + 2 e- 2 H3O+(aq) (1M) + 2 e- H2(g) + 2 H2O(l)

  30. Sapendo che ΔE° = 0 e che le concentrazioni e le pressioni dei gas sono tutte unitarie eccetto quella della soluzione incognita ΔE = 0.0592 pH

  31. Corrosione del Fe

  32. Pila Laclanchè o a secco

  33. Batteria al Pb

  34. CELLA A COMBUSTIBILE

  35. Un pHmetro usa il voltaggio di unacella per misurare la concentrazionedi H+ in una soluzione

  36. MISURA DEL pH

  37. Elettrolisi Energia elettrica Energia chimica Cella elettrolitica Anodo: elettrodo positivo (reazione di ossidazione) Catodo: elettrodo negativo (reazione di riduzione)

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