LE PILE
dall’energia chimica a quella elettrica
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E' possibile sapere a priori quale sarà il decorso di una reazione redox?
La reazione Cu
2++ Zn → Cu + Zn
2+avviene spontaneamente?
... oppure quella che avviene spontaneamente è la reazione inversa Cu + Zn
2+→ Cu
2++ Zn ?
La scala delle reattività redox
il rame ha maggior tendenza dello
zinco a ridursi.
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Cu
2++ Zn → Cu + Zn
2+La scala delle reattività redox
FLUSSO DI ELETTRONI
RIDUZIONE OSSIDAZIONE
la tendenza alla riduzione della coppia Cu ++/Cu è maggiore di quello della coppia Zn++/Zn , quindi avviene spontaneamente, in quanto il rame si riduce a spese dello zinco
Riassumendo:
• visto che la tendenza alla riduzione è maggiore per la coppia Cu
2+/Cu
• Cu
2+tenderà a ridursi (e quindi Zn si ossida)
Consideriamo invece la reazione : Cu
2++ 2Ag → Cu + 2Ag
+non avviene spontaneamente così come è stata scritta, ma avviene in senso inverso
Cu + 2Ag
+→ Cu
2++ 2Ag
in quanto la tendenza a ridursi della coppia Ag
+/Ag è maggiore della coppia Cu
2+/Cu e quindi il catione rame non potrà ridursi a spese dell'argento.
X
La scala delle reattività redox
Pb + 2Ag + → Pb 2+ + 2Ag Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu
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•
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+•
avviene poiché si ha riduzione di Cu2+ e ossidazione di Zn, la tendenza alla riduzione è maggiore per il rame rispetto allo zinco.•
Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn•
NON avviene poiché si avrebbe riduzione di Zn++ e ossidazione di Cu, ma la tendenza alla riduzione è maggiore per il rame rispetto allo zinco.Tendenza alla riduzione
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•
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+Si deposita come
rame metallico Passa in soluzione, la lamina si assottiglia
Cu2+
Cu0 Zn0
Zn2+
•
Zn + 2 H+ → Zn++ + H2•
avviene poiché si ha ossidazione dello zinco e riduzionedell'idrogeno, la tendenza alla riduzione è maggiore per l'idrogeno rispetto allo zinco: ecco perché lo zinco viene corroso dall'acido cloridrico
•
Cu + 2 H+ → Cu++ + H2•
NON avviene poiché si avrebbe ossidazione del rame e riduzione dell'idrogeno, la tendenza alla riduzione è maggiore per il rame rispetto all'idrogeno: ecco perché il rame non viene corroso dall'acido cloridrico!Tendenza alla riduzione
X
•
E' possibile usare un processo redox per produrre corrente elettrica, è però necessario che gli agenti ossidanti e riducenti siano tenuti separati per far in modo che il trasferimento degli elettroni avvenga a distanza attraverso un circuito esterno(conduttore metallico).
•
Un apparecchio che soddisfa questo requisito è la cella galvanica o pila.•
Stabiliamo un contatto tra le due soluzioni tramite un ponte salino, che può essere una soluzione satura di nitrato di potassio od anche altri sali ma con la caratteristica che i due ioni abbiano analoga mobilità e non reagiscano con le specie coinvolte nella redox.•
Le semireazioni, che avvengono separatamente e contemporaneamente, sono:•
OSSIDAZIONE: Zn - 2 e- → Zn 2+•
RIDUZIONE: Cu 2+ + 2 e-→ Cu•
la reazione complessiva è quindi: Zn + Cu 2+ → Zn2+ + CuLe pile o celle galvaniche
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• Tante combinazioni di metalli, tante pile…
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PILA DANIELL
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Forza elettromotrice (f.e.m.) di una pila e potenziali di riduzione
Come possiamo esprimere oggettivamente (numericamente) la tendenza di un elemento a ridursi?
Tra i due metalli della pila esiste una differenza di potenziale (∆E) che origina il passaggio di corrente (flusso di elettroni) secondo la legge di Ohm (∆V= i R).
La differenza di potenziale è dovuta al fatto che un metallo ha una maggiore tendenza ad ossidarsi (riducente: ha potenziale più basso), mentre l’altro ha una maggiore tendenza a ridursi (ossidante: potenziale più alto).
OSSIDAZIONE: Zn → Zn ++ + 2 e- (lo Zn ha potenziale minore) RIDUZIONE: Cu ++ + 2 e-→ Cu (il Cu ha potenziale maggiore)
Il flusso di elettroni (corrente) va dallo Zn al Cu
Forza elettromotrice (f.e.m.) di una pila e potenziali di riduzione
Per calcolare il valore della differenza di potenziale generata da una pila, detta anche forza elettromotrice (f.e.m.), è necessario conoscere il potenziale di ciascun elettrodo.
Gli strumenti di misura permettono però di misurare
DIFFERENZE DI POTENZIALE: per questo motivo non si può misurare il potenziale di un singolo elettrodo, ma è necessario collegarne due, COSTITUENDO COSI' UNA PILA.
Potendo misurare solo differenze, la misura del potenziale sarà
quindi RELATIVA, ponendo cioè a confronto l'elettrodo in esame
con un ELETTRODO DI RIFERIMENTO.
Come riferimento è stato scelto
l'“ELETTRODO STANDARD A IDROGENO” (SHE) al quale viene assegnato, per convenzione, E=0,0000V .
Questo elettrodo è formato da una soluzione acquosa di HCl 1M (pH=0) in cui pesca una lamina di platino spugnoso sulla quale gorgoglia idrogeno gassoso alla pressione di 1 atm.
La differenza di potenziale della pila costituita dall’elettrodo (metallo) di cui si vuole conoscere il potenziale e l’elettrodo SHE coincide con il potenziale dell'elettrodo in esame in quanto l'altro, quello di riferimento ad idrogeno, ha per convenzione potenziale zero.
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L’elettrodo in cui avviene l’ossidazione si chiama
ANODO (OA)L’elettrodo in cui avviene la riduzione si chiama CATODO (RC)
Nelle pile il catodo ha segno (+), l’anodo ha segno (-).
La f.e.m. di una pila si calcola:
fem = Ecatodo – Eanodo
ANIMAZIONE
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FILMATO PILA DANIELL
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LA PILA (o cella elettrochimica)
Se si fanno avvenire OSSIDAZIONE e
RIDUZIONE in recipienti separati ma collegati elettricamente
IL PASSAGGIO DI ELETTRONI AVVIENE
ATTRAVERSO IL CIRCUITO ESTERNO
LA PILA E' UN DISPOSITIVO IN CUI SI PRODUCE ENERGIA ELETTRICA
MEDIANTE REAZIONI REDOX
SPONTANEE
ELETTROCHIMICA
ENERGIA CHIMICA
ENERGIA ELETTRICA collega
celle elettrolitiche celle
galvaniche (voltaiche) usate nelle
BATTERIE
rappresentazione schematica red/ox || ox/red
rappresentate con la
usate nelle
galvanostegia elettrodeposizione
processo chiamato
ELETTROLISI
RED-OX SPONTANEE POTENZIALI STD
DI CELLA caratterizzate da
POTENZIALI STD DI RIDUZIONE
calcolati tramite
E° = E catodo - E anodo
le reazioni sono
RED-OX NON SPONTANEE
le reazioni sono
ANODO
CORRENTE ELETTRICA
richiedono producono
CATODO si interconvertono
nelle
la semireazione di OSSIDAZIONE
avviene all'
la semireazione di RIDUZIONE
avviene al
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FONTI
Napoleone Fabbri, Pierluigi Robino, Giampaolo Simonelli , “Quaderni di Analisi Chimica Strumentale: Elettrochimica (v.06.VII)”
Per le immagini: Mac Murry Fay, “Chemistry”, Pearson Education 2004
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