cu zn 2+ cu(s) + zn 2+ (aq) cu 2+ (aq) + zn(s) zn cu 2+ cu 2+ (aq) + zn(s) cu(s) + zn 2+ (aq)...

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Cu Zn 2+ Cu( Cu( s s ) + Zn ) + Zn 2+ 2+ ( ( aq aq ) ) Cu Cu 2+ 2+ ( ( aq aq ) ) + Zn( + Zn( s s ) ) Zn Cu 2+ Cu Cu 2+ 2+ ( ( aq aq ) + Zn( ) + Zn( s s ) ) Cu( Cu( s s ) + ) + Zn Zn 2+ 2+ ( ( aq aq ) ) potere ossidante di Cu otere ossidante di Cu 2+ 2+ /Cu > potere ossidante di Zn /Cu > potere ossidante di Zn 2+ 2+ /Zn /Zn Cu( Cu( s) s)

Author: tiziana-berardi

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  • Cu Zn 2+ Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Zn Cu 2+ Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) potere ossidante di Cu 2+ /Cu > potere ossidante di Zn 2+ /Zn Cu(s )
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  • Cu H3O+H3O+ Zn H3O+H3O+ H2H2 2 H 3 O + (aq) + Zn(s) H 2 (g) + Zn 2+ (aq) + 2 H 2 O(l) 2 H 3 O + (aq) + Cu(s) H 2 (g) + Cu 2+ (aq) + 2 H 2 O(l) pot ox Cu 2+ /Cu > pot ox H 3 O + /H 2 > pot ox Zn 2+ /Zn
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  • 2 Ag + (aq) + Zn(s) 2 Ag(s) + Zn 2+ (aq) Zn Ag + Ag Cu Ag pot ox Cu 2+ /Cu pot ox H 3 O + /H 2 pot ox Zn 2+ /Zn >> pot ox Ag + /Ag > 2 Ag + (aq) + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu 2+ (aq)
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  • Cu 2+ /Cu H 3 O + /H 2 Zn 2+ /Zn Ag + /Ag scala qualitativa del potere ossidante Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - 2 H 3 O + (aq) H 2 (g) + 2 H 2 O(l) + 2 e - Ag(s) Ag + (aq) + e - Si pu fare una scala quantitativa?
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  • Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s)riduzione Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - ossidazione Zn Zn 2+ Cu Cu 2+ Se la reazione spontanea, gli elettroni hanno la tendenza ad andare spontaneamente da sinistra a destra.
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  • Cl - ponte salino K + Zn Zn 2+ Cu Cu 2+ V = 0 Voltmetro + - AnodoCatodo OssidazioneRiduzione SO 4 2- PILA DANIELL
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  • Composti allo stato solido o gassoso Composti in soluzione Composti allo stato solido o gassoso Schematizzazione di una pila: Anodo Catodo Esempio:
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  • Elettrodo standard di riferimento: 2 H 3 O + (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l) Pt pH=0 H 2 (1 atm) 25C
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  • Elettrodo a idrogeno
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  • Potenziale standard di riduzione: Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) Pt pH=0 H 2 (1 atm) Cu [Cu 2+ ]=1,0 M E = + 0,3419 V 25C
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  • Potenziale standard di riduzione: Zn 2+ (aq) + 2 e - Zn(s) E = - 0,7618 V Pt pH=0 H 2 (1 atm) Zn [Zn 2+ ]=1,0 M 25C
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  • Potenziale standard di riduzione: NO 3 - (aq) + 3 e - + 4 H 3 O + (aq) NO(g) + 6 H 2 O(l) E = + 0,960 V Pt pH=0 H 2 (1 atm) 25C NO(1 atm) Pt pH=0 [NO 3 - ] = 1,0 M
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  • Zn Cu [Cu 2+ ]=1,0 M 25C [Zn 2+ ]=1,0 M + Riduzione(catodo)Ossidazione(anodo)
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  • SemireazioneE (V) F 2(g) + 2e - 2F - +2.87 PbO 2(s) + SO 4 2- (aq) + 4H + + 2e - PbSO 4(s) + H 2 O+1.69 2HOCl (aq) + 2H + (aq) + 2e - Cl 2(g) + 2H 2 0+1.63 MnO 4 - (aq) + 8H + (aq) + 5e - Mn 2+ (aq) + 4H 2 0+1.51 PbO 2(s) + 4H + (aq) + 2e - Pb 2+ (aq) + 2H 2 O+1.46 BrO 3 - (aq) + 6H + (aq) + 6e - Br - (aq) + 3H 2 O+1.44 Au 3+ (aq) + 3e - Au (s) +1.42 Cl 2 (g) + 2e - 2 Cl - (aq) +1.36 O 2(g) + 4H + (aq) + 4e - 2H 2 O+1.23 Br 2 (aq) + 2e - 2Br - (aq) +1.07 NO 3 - (aq) + 4H + (aq) + 3e - NO (g) + 2H 2 O+0.96 Ag + (aq) + e - Ag (s) +0.80 Fe 3+ (aq) + e - Fe 2+ (aq) +0.77 I 2(s) + 2e - 2I - (aq) +0.54 NiO 2(aq) + 4H + (aq) + 3e - Ni(OH) 2(s) + 2OH - (aq) +0.49 Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) +0.34 SO 4 2- (aq) + 4H + (aq) + 2e - H 2 SO 3(aq) + H 2 O+0.17 SemireazioneE (V) 2H + (aq) + 2e - H 2(g) 0.00 Sn 2+ (aq) + 2e - Ni (s) -0.14 Ni 2+ (aq) + 2e - Ni (s) -0.25 Co 2+ (aq) + 2e - Co (s) -0.28 PbSO 4(s) + 2e - Pb (s) + SO 4 2- (aq) -0.36 Cd 2+ (aq) + 2e - Cd (s) -0.40 Fe 2+ (aq) + 2e - Fe (s) -0.44 Cr 3 + (aq) + 3e - Cr (s) -0.74 Zn 2+ (aq) + 2e - Zn (s) -0.83 2H 2 O (aq) + 2e - H 2(g) + 2OH - (aq) -1.66 Mg 2+ (aq) + 2e - Mg (s) -2.37 Na + (aq) + e - Na (s) -2.71 Ca 2+ (aq) + 2e - Ca (s) -2.76 K + (aq) + e - K (s) -2.92 Li + (aq) + e - Li (s) -3.05 La serie elettrochimica dei potenziali standard (25C) Aumenta la forza ossidante Aumenta la forza riducente
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  • La serie elettrochimica dei potenziali standard I valori sono tabulati come potenziali standard di riduzione; ogni semireazione elettrodica riportata come riduzione Il potenziale standard di riduzione di una certa coppia redox indica la capacit di questa coppia a comportarsi da ossidante o da riducente rispetto alla coppia H 3 O + /H 2 Lo stesso criterio pu 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 Zn 2+ (aq, a=1) Cu 2+ (aq, a=1) Cu (+) E = E C -E A = E Cu2+/Cu -E Zn2+/Zn = +0.337 - (-0.763) = +1.100 V
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  • Elettrodi ausiliari di riferimento Elettrodo a CALOMELANO Hg 2 Cl 2(s) + 2e - 2Hg (l) + 2Cl - (aq) (soluzione satura di KCl) (T = 25C) Elettrodo ad ARGENTO-CLORURO DARGENTO AgCl (s) + e - Ag (s) + Cl - (aq) (soluzione satura di KCl) (T = 25C)
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  • Pila Leclanch alcalina Elettrolita alcalino, KOH, molto usata in giocattoli, registratori, presente una certa quantit di Hg!! Pile commerciali Anodo (-): Zn + 2 OH - ZnO + H 2 O + 2 e - Catodo (+): 2 MnO 2 + 2 e - + H 2 O Mn 2 O 3 + 2 OH - Reazione totale: 2 MnO 2 + Zn Mn 2 O 3 + ZnO
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  • Batterie zinco-ossido di argento densit di energia molto alta, lunga durata, peso contenuto; utilizzate per: satelliti, macchine fotografiche, orologi, apparecchi acustici Pile commerciali
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  • Pile a elettrolita solido (litio-iodio) potenza ridottissima ma lunghissima durata Impieghi: pacemakers, orologi, smoke detectors, microfoni senza fili, calcolatrici. Primi modelli: Ag/I 2, E 0.6 V, ma pi soggette alla rottura dellelettrolita solido Pile commerciali Anodo (-): 2 Li 2 Li + + 2 e - Catodo (+): I 2 + 2 e - 2 I - Reazione totale: 2 Li + I 2 2 LiI E 2.8 V
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  • 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) Pile a combustibile (Fuel cells) Trasformano direttamente lenergia chimica in energia elettrica
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  • Accumulatori al piombo anodo in piombo spugnoso (lega Pb-Sb), catodo in PbO 2 ; elettrolita: H 2 SO 4 37% numerose celle collegate in serie, elevata densit di energia, Gli accumulatori
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  • Pila Daniel con setto poroso La pila un sistema che trasforma lenergia chimica di una reazione red-ox spontanea in energia elettrica
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  • Pila Daniel con ponte salino
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  • Per calcolare il potenziale di un elettrodo non allo stato standard si usa lequazione di Nernst: Walter Hermann Nernst Briesen 1864 Berlino 1940 Premio Nobel per la Chimica 1920 Potenziale standard Numero degli elettroni Quoziente della semireazione di riduzione Costante di Faraday A 25C:
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  • Per esempio: MnO 4 - (aq) + 8 H 3 O + (aq) + 5 e - Mn 2+ (aq) + 12 H 2 O(l) E =1,491 V PbO 2 (s) + 4 H 3 O + (aq) + 2 e - Pb 2+ (aq) + 6 H 2 O(l) E =1,460 V
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  • NO 3 - (aq) + 3 e - + 4 H 3 O + (aq) NO(g) + 6 H 2 O(l) E = + 0,960 V Cl 2 (g) + 2 e - 2 Cl - (aq) E = + 1,358 V
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  • Pile a concentrazione: c 1 = c 2 pila scarica c 1 < c 2 catodo a destra c 1 > c 2 catodo a sinistra
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  • CELLA A CONCENTRAZIONE
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  • H 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 H 3 O + (aq) (variabile) + 2 e - 2 H 3 O + (aq) (1M) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l) catodoanodo
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  • Sapendo che E = 0 e che le concentrazioni e le pressioni dei gas sono tutte unitarie eccetto quella della soluzione incognita E = 0.0592 pH
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  • Corrosione del Fe
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  • Pila Laclanch o a secco
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  • Batteria al Pb
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  • CELLA A COMBUSTIBILE
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  • Un pHmetro usa il voltaggio di una cella per misurare la concentrazione di H + in una soluzione
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  • MISURA DEL pH
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  • Elettrolisi Energia elettrica Energia chimica Cella elettrolitica Catodo: elettrodo negativo (reazione di riduzione) Anodo: elettrodo positivo (reazione di ossidazione)
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  • Elettrolisi di NaCl fuso Elettrolisi= trasformazione chimica non spontanea prodotta dalla corrente elettrica in una cella elettrolitica
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  • Leggi di Faraday La massa, prodotta o consumata ad un elettrodo, proporzionale alla quantit di carica elettrica che passata attraverso la cella. La massa, prodotta o consumata ad un elettrodo, proporzionale alla quantit di carica elettrica che passata attraverso la cella. Masse equivalenti di sostanze diverse vengono prodotte e consumate ad un elettrodo dal passaggio di una quantit definita di carica ellettrica attraverso la cella. Masse equivalenti di sostanze diverse vengono prodotte e consumate ad un elettrodo dal passaggio di una quantit definita di carica ellettrica attraverso la cella. Massa equivalente = massa molare di una sostanza diviso le moli di elettroni trasferite per mole di sostanza nella relativa semi- reazione. = 96485 C mol -1 F = 96485 C mol -1 F
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  • I legge di Faraday La quantit di sostanza che si ossida o si riduce ad un elettrodo proporzionale alla quantit di elettricit che passa nella cella W(g) = We Q =We I t Dove W la quantit in grammi scaricata allelettrodo Q la carica in coulomb I lintensit di corrente T il tempo We lequivalente elettrochimico pari alla quantit di sostanza ottenuta facendo passare nella cella un coulomb II legge di Faraday La stessa quantit di elettricit (96500 C) detta faraday separa agli elettrodi quantit di sostanza pari alla loro massa equivalente I e II legge possono essere espresse in una unica relazione considerando We= PM/zF Dove PM il peso molecolare, z il numero di equivalenza ed F il Faraday.