Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Motta Alessandro, libro consigliato Chimica un approccio molecolare, Tro

Reazioni di ossidoriduzioni

Ossidazione: perdita di elettroni, corrisponde ad un aumento dello stato di ossidazione;

Riduzione: acquisto di elettroni, corrisponde ad una diminuzione dello stato di ossidazione.

Ca (s) + 2 H₂O (l) → Ca(OH)₂ (aq) + H₂ (g)

Celle Voltaiche (o Galvaniche)

produrre corrente elettrica da reazioni chimiche spontanee.

La corrente elettrica è il flusso di carica elettrica. Le reazioni redox comportano uno spostamento di elettroni → possono generare corrente elettrica.

Zn (s) + Cu²⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + Cu (s)

La produzione di energia elettrica mediante reazioni redox viene realizzata in un dispositivo chiamato cella elettrochimica.

Una cella galvanica è una cella elettrochimica che produce corrente elettrica da reazione chimica spontanea.

Una cella elettrolitica consuma corrente elettrica per far avvenire una reazione non spontanea.

Reazioni di Ossidoreduzioni

Ossidazione: perdita di elettroni, corrisponde ad un aumento dello stato di ossidazione;

Riduzione: acquisto di elettroni, corrisponde ad una diminuzione dello stato di ossidazione.

₀ Ca (s) + 2 _{+1 -2} H₂O (l) —> ₊₂ Ca(OH)₂ (aq) + ₀ H₂ (g)

OSSIDAZIONE

RIDUZIONE

Celle Voltaiche (o Galvaniche)

produrre corrente elettrica da reazioni chimiche spontanee.

La corrente elettrica è il flusso di carica elettrica. Le reazioni redox comportano uno spostamento di elettroni -> possono generare corrente elettrica.

Zn (s) + Cu²⁺ (aq) —> Zn²⁺ (aq) + Cu (s)

La produzione di energia elettrica mediante reazioni redox viene realizzata in un dispositivo chiamato cella elettrochimica.

Una cella galvanica è una cella elettrochimica che produce corrente elettrica da reazione chimica spontanea.

Una cella elettrolitica consuma corrente elettrica per far avvenire una reazione non spontanea.

Cella voltaica

differenza di potenziale = potenziale di cella (E_cella)

La corrente elettrica si misura in Ampere (1 A = 1 C/s)

6,242 x 10^-8

è guidata dalla differenza di potenziale (1 V = 1 J/C)

forza motrice

detta anche forza elettromotrice (fem)

In condizioni STD (1 M e 1 atm) il potenziale di cella è chiamato potenziale STD di cella o fem standard.

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

E⁰_cella = +1,10 V

ANODO:

L'elettrodo in cui si verifica l'ossidazione, il più carico negativamente (-)

CATODO:

L'elettrodo in cui si verifica la riduzione, è il più carico positivamente (+)

La cella ha bisogno di un dispositivo attraverso il quale i controioni possano fluire tra le due semicelle, ponte salino, che contiene un elettrolita forte (KNO₃)

• gli ioni negativi all'interno si muovono per neutralizzare l'accumulo di carica positiva all'anodo;
• gli ioni positivi si muovono verso il catodo per neutralizzare l'accumulo di carica negativa all'anodo;

L'elettrodo in ogni semicella ha il proprio potenziale individuale, il potenziale standard di elettrodo.

All'elettrodo standard a idrogeno (SHE) si assegna potenziale = 0

2 H⁺ (aq) + 2 e^- → H₂ (g) E⁰_catodo = 0,00 V

Collegando SHE con un elettrodo nell'altra semicella, si può misurare la differenza di potenziale fra i due elettrodi

E⁰_cella = E⁰_finale - E⁰_iniziale

E⁰_cella = E⁰_catodo - E⁰_anodo

Più è negativo il potenziale di un elettrodo, maggiore è l'energia potenziale di un elettrone in quell'elettrodo

2 e^- Anodo: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e^-

C_atodo: 2 H⁺(aq) + 2 e^- → H₂(g)

2 e^- Anodo: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2 e^-

C_atodo: 2 H⁺(aq) + 2 e^- → H₂(g)

Se è positivo il potenziale dell'elettrodo minore è l'energia potenziale di un elettrone in quell’elettrodo.

Per convenzione i potenziali standard di elettrodo sono riferiti alle semireazioni di riduzione

Cu²⁺ + 2 e^- → Cu(s) E° = + 0,34 V

Zn²⁺(aq) + 2 e^- → Zn(s) E° = - 0,76 V

Prevedere la direzione spontanea di una reazione redox

Ni₂₊(aq) + 2 e^- → Ni(s)     E° = -0,23 V

Mn₂₊(aq) + 2 e^- → Mn(s)     E° = 1,18 V OSSIDAZIONE

Mn(s) → Mn₂₊(aq) + 2 e^-     E° = -1,18 V

Ni₂₊(aq) + 2 e^- → Ni(s)     E° = -0,23 V

Ni₂₊(aq) + Mn(s) → Mn₂₊(aq) + Ni(s)

E°_cella = -0,23 - (-1,18)

    = +0,95 V spontanea

RELAZIONE CON ΔG e K

Una reazione redox è spontanea quando:

• ΔG < 0
• E°_cella > 0
• K > 1

E = _{lavoro massimo}

^{differenza di energia potenziale (J)}/_{carica (C)}

W_MAX = -qE^o_cella

Possiamo quantificare q mediante la costante di Faraday, la carica di 1 mole di e^-

F = 96 485 C

q = nF

W_MAX = -nFE^o_cella

ΔG^o = -nFE^o_cella

ΔG^o = -RT lnK

nFE^o_cella = -RT lnK

E^o_cella = -RT/nF lnK

E°_cella = ^{0.0592 V}/_n log K

ΔG°

• ΔG° = -nFE°_cella
• ΔG° = -RT ln K

E°_cella = K

E°_cella = ^{0.0592 V}/_n log K

Potenziale di cella in condizioni NON STD

ΔG = ΔG° + RT ln Q

-nFE_cella = -nFE°_cella + RT ln Q

E_cella = E°_cella + ^0,0592V/_n log Q

RIASSUMENDO

• Q < 1 ⟶ E_cella > E°_cella, reazione spostata verso destra
• Q > 1 ⟶ E_cella < E°_cella, reazione spostata verso sinistra
• Q = 0 ⟶ E_cella = 0

Elettrolisi

In una cella elettrolitica, la corrente elettrica permette lo svolgimento di reazioni non spontanee mediante un processo di elettrolisi.

2H₂ + O₂ → 2H₂O spontanea

Fornendo corrente elettrica si può favorire la reazione contraria.

2H₂O → 2H₂ + O₂

In tutte le celle elettrochimiche

• L'ossidazione avviene nell'anodo
• La riduzione avviene nel catodo

Nelle celle voltaiche

• L'anodo è la sorgente di elettroni ed ha polarità negativa
• Il catodo attrae gli elettroni ed ha polarità positiva