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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
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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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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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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)
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G° = - n F E°
n = numero di elettroni trasferiti
F = 9,65 x 104 J/(Vmol) , costante di Faraday
( 1 F = 1 mol di elettroni )
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
0,059E = E° - log Q
n a 25°C
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Zn(s) Zn2+ + 2 e-
MnO2 + NH4+ + e- MnO(OH) + NH3
4 NH3 + Zn 2+ Zn(NH3)42+
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Pb(s) + SO42- PbSO4(s) + 2 e-
PbO2(s) + SO42- + 4 H+ + 2 e - PbSO4 (s) + 2 H2O