Concetti Chiave
- I potenziali di cella, combinati dai potenziali elettrodici standard, sono cruciali nelle analisi chimiche, specialmente in condizioni non standard.
- Il principio di Le Châtelier implica che un aumento della concentrazione di un reagente e una diminuzione di un prodotto favoriscono la reazione diretta, aumentando il potenziale di pila.
- L'equazione di Nernst stabilisce la relazione tra il potenziale della pila e le concentrazioni di reagenti e prodotti, fornendo un metodo per calcolare il potenziale elettrodo.
- La forma finale dell'equazione di Nernst a 298.15 K è E_pila = E°_pila - 0,0592/z ln(Q), utile per analisi in condizioni specifiche.
- La somma dei contributi di ossidazione e riduzione determina il potenziale della pila, evidenziando l'importanza dei potenziali anodici e catodici.
Importanza dei potenziali di cella
Quando si combinano i potenziali elettrodici standard si ottiene una E°pila standard. Le misure sperimentali dei potenziali di cella spesso avvengono in condizioni non standard, e queste misure hanno grande importanza, soprattutto nell’esecuzione di analisi chimiche.
In base al principio di Le Châtelier (secondo il quale ogni sistema tende a reagire ad una modifica impostagli dall'esterno minimizzandone gli effetti) un aumento della concentrazione di un reagente con una contemporanea diminuzione di un prodotto dovrebbe favorire la reazione diretta. Di conseguenza Epila aumenta.
Qual è l'equazione di Nernst?
Per esprimere la relazione tra Epila e le concentrazioni di reagenti e prodotti si può partire dalla seguente equazione:
ΔG=ΔG°+RTln(Q)
Al posto di ΔG e ΔG°si sotituisce rispettivamente -zFE_pila e -zF〖E°〗_pila, ottenendo:
-zFE_pila=-zF〖E°〗_pila+RTln(Q)
Dividendo entrambi i termini per -zFsi ottiene:
Equazione di Nernst→E_pila=〖E°〗_pila-RT/zF ln(Q)
Equazione di Nernst→E_pila=〖E°〗_pila-RT/zF ln ([ox])/()
Forma finale dell'equazione di Nernst
Se si specifica una temperatura di 298.15 K, e si sostituisce il termine RT/F con 0,0592 V si ottiene quella che è la forma finale dell’equazione di Nernst:
Forma finale equazione di Nernst→E_pila=〖E°〗_pila-0,0592/z ln(Q)
L’equazione di Nernst permette di calcolare il potenziale di elettrodo qualunque siano le condizioni di concentrazione e temperatura.
Considerando l’esempio iniziale per la pila Daniell Zn|Zn2+ || Cu2+|Cu e ponendo
〖E°〗_pila=E°_(〖Cu〗^(2+) |Cu)+E°_(〖Zn〗^(2+) |Zn)si ha che:
E_pila=〖E°〗_pila-RT/zF ln〖Zn〗^(2+)/〖Cu〗^(2+)
E_pila=(E°_(〖Cu〗^(2+) |Cu)+RT/zF ln[〖Cu〗^(2+)])+(E°_(〖Zn〗^(2+) |Zn)+RT/zF ln1/[〖Zn〗^(2+) ] )=E°_(〖Cu〗^(2+) |Cu)+E°_(〖Zn〗^(2+) |Zn)
Quindi la fem si può esprimere come la somma di due contributi caratteristici dei due elettrodi costituenti la cella:
Contributi di ossidazione anodica (potenziale anodico) (E°_(〖Zn〗^(2+) |Zn)+RT/zF ln1/[〖Zn〗^(2+) ] );
Contributi di riduzione catodica (potenziale catodico) (E°_(〖Cu〗^(2+) |Cu)+RT/zF ln[〖Cu〗^(2+)]).
Ovvero E_pila=E ox+E red
Domande da interrogazione
- Qual è l'importanza dei potenziali di cella nelle analisi chimiche?
- Come si deriva l'equazione di Nernst?
- Qual è la forma finale dell'equazione di Nernst a temperatura standard?
I potenziali di cella, ottenuti combinando i potenziali elettrodici standard, sono fondamentali nelle misure sperimentali, specialmente in condizioni non standard, poiché influenzano direttamente le reazioni chimiche secondo il principio di Le Châtelier, aumentando il potenziale della pila in risposta a variazioni di concentrazione.
L'equazione di Nernst si ottiene sostituendo ΔG e ΔG° con -zFE_pila e -zF〖E°〗_pila nell'equazione ΔG=ΔG°+RTln(Q), portando alla forma finale E_pila=〖E°〗_pila-RT/zF ln(Q), che esprime la relazione tra il potenziale di cella e le concentrazioni di reagenti e prodotti.
A una temperatura di 298.15 K, l'equazione di Nernst si semplifica in E_pila=〖E°〗_pila-0,0592/z ln(Q), permettendo di calcolare il potenziale di elettrodo in base alle condizioni di concentrazione e temperatura.
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