Appunti Chimica : Redox + Esercizi e Corrosione

A

ACIDO E BASE

soluzione acquosa

REAZIONI ACIDO BASE: si ha uno scambio di ioni H⁺

1) (HCl) + H₂O = Cl^- + H₃O⁺

2) (NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-

3) (H₂SO₄) + H₂O = HSO₄^- + H₃O⁺

Definizione di acido base (Brønsted-Lowry)

1) HA + H₂O = A^- + H₃O⁺

_{acido base base acido}

2) B + H₂O = BH⁺ + OH^-

_{base acido acido base}

Equilibrio coniugato polare

1) H⁺ + ⟶ H⁺ = A^- + [

HA/A- coppia coniugataACIDO BASE

H₃O⁺/H₂O coppia coniugataACIDO BASE

2) B + O^- = [BH₂⁺] + [O_-H^-]

H₂O/OH- coppia coniugataACIDO BASE

BH⁺ + B

L'acqua si comporta sia da acido sia da base in sostanza anfotera o anfiprotica. H₂O + H₂O -> OH^- + H₃O⁺

Scala del pH H₂O H⁺ + OH^-

K = [^H+][OH-]/_[H2O]

Kw = [H⁺][OH^-] = 1 x 10^-14 a 25°C Il processo di dissociazione dell'H₂O riguarda pochissime molecole

H⁺ _[OH^-] = 1 x 10^-7 M

pH = -log [H₃O⁺]

pH = log₁₀ [H⁺] pOH = -log₁₀ [OH^-]

pH + pOH = 14

pH = pOH = 7 -> soluzione neutra

0 acido 7 basico/alcalino 14

Se in una soluzione neutra aggiungo una base, per definizione di acido _ rilascia ione H⁺, raddoppia la concentrazione degli H⁺ aumenta e diminuisce quella degli ioni OH^-. Oda pH 7 vado a pH = 2 _________________ il _ della ______ molecole = 10^-2 -> il pH = 2

pH 4 pOH 10

pH = 2 pOH = 12

Il pH può essere anche negativo per esempio (1) -> [H³O⁺] = 10M Il pOH a quel punto scala

15

H₂O

O:^-2 H⁺¹

2:6-8=2

-e H e e il -

molto neg

se è legato a un numero elettromagnetico, forma due

- 1 sc..l m di ossidazione, 6-4

se è legato ad un elemento meno elettromagnetico, gli elettroni

se le form n del E sono prossimi ed al massimo, perché deve

comp al ttron il n di oss il basso possibile è -2

e-O e -O₂

NO₃

O^5-6 N⁺¹

-2:6-8

• O
• O

5-6=+5

Cl₂ → 1Cl-Cl

N₂ → 1N≡N

∑n°oss=0

NO

N=O

F^-26-8=2

∑n°oss=0

• 5-3=-12

CO

C≡O

6-8=-2

-2:7+2

NH₄⁺

H

5-8=-3

H|N|H

∑tot 3=-3

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

C_p(H₂O) = 4.19 kJ/kg·K

ΔHƟ = ΔH^Ɵ(CO₂) + 2 ΔH^Ɵ(H₂O) - ΔH^Ɵ(CH₄)

= -890.7 kJ/mol Δ (H*_l - H*_g)

m_ol CH₄ = 50000 L / 22.414 L/mol = 44.64 mol

Q_P = m · ΔH_vap = 44.64 mol · (-890.7 kJ/mol) = 39734 kJ (cal/comb)

ma se ne perde il 25%

- 39734 - 0.25% = - 33774 kJ

Q = mC_p(P) ΔT

m = Q / (C_p· ΔT) = 33774 / (4.19 kJ/kg·K · 50 K) = 161.21 kg H₂O

Ciclo di Hess

C₂H₆(g) + H₂O(l) → C₂H₅OH(l)

1. 2C (gra C^grafite) + 3 H₂(g) → 1/2 O₂(g) → C₂H₅OH(l)
2. ΔH_f(R) = 227.7 kJ/mol
3. ΔH_F(R) = 55.3 kJ/mol
4. 2C (gra C^grafite) + 2 H₂(g) → C₂H₄(g)
5. H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(l)
6. ΔH_P(R) = 285.8 kJ/mol

C₂H₅OH(l)

V = 12l

P = 1,8 atm

T = 400°

di O

7 g di Fe

2Fe + ₃/ ₂O₂ → 1Fe₂O₃

mdi Fe = 8

g mm

= 0,125 moli

M(O₂) =

PV

Pt

=

1,8 ∙ 12

0,082

∙ 673,15 K

= 0,381 moli O₂

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

4Fe : 3O₂ = 0,125 : x

O₂ è in eccesso.

Fe è in difetto.

Non mi calcolo le moli

di Fe₂O₃ perché è un

solido e non influisce

nella pressione

Pf =

MRT

V

=

0,297 ∙ 0,082 ∙ 6

12 l

0,093 moli di O₂

perché 0,093 è < 0,381

moli di O₂

rimase:

0,297 - 0,093 = 0,2972

moli

mole ≤ Avogadro

= 2,15

1,37 atm

(H) Catodo riduzione

OX + n e⁻ = red

Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu

(C) Anodo: Ossidazione

Riod = OX + ne

Zn = Zn²⁺ + 2e⁻

OX = specie ossidata

rid = specie ridotta

Cu²⁺ / Cu

Zn²⁺ / Zn

Mⁿ⁺ + me⁻ = M

Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu

Viene aumentato la massa del metallo.

Si crea un doppio strato elettrico che ha un DV

di circuito potenziale essiccato di elettrodo.

Dipende dalla natura del metallo.

Quando DV = 0 il processo cessa e non circola

più corrente.

gem

MnO₂ + 5Fe²⁺

Mn²⁺ + 5Fe³⁺

mcm = 5

MnO₂ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ = Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

CAT K⁺ + e^- K

ANODO 2Br^- Br₂ + 2e^-

q(F) = 96500 C/mol

q = i · t

t = 1s

i = 10A

q = 10 · 3600 s = 36000 C

m(e^-) = 36000 / 96500 = 0,37 mol di e^-

=> moli di K scaricare 0,37 mol

=> le moli di Br₂ che si formato sono 0,37 / 2

elettrolisi in soluzione acquosa

CAT

Na⁺ + e^- Na

1H₂O + 2e^- 1/2H₂ + OH^-

ANODO

Cl^- Cl₂ + 2e^-

(H₂O) O₂ + 4e^- + 4H⁺

NaCl - OH

pH = 7 (c.s.)

E^° Cl₂/Cl = 1,36V

E^° H₂O/H₂ = -0,41V

Ed = Ea - Ec

H₂O + 2e^- 1/2 + 2OH^-

si ossida l'H₂O perde e^- e^-

Ed deve essere > di E_a/_c, 3,21

Accumulatori a piombo della macchine

PbO₂, Pb -> Pb²⁺

Soluzione di H₂SO₄ al 37%

Le + e - portamenti sono quelli litio-ione

Celle a combustibile Grove, 1839

batteria alimentata dal combustibile senza combust. Ha luogo una redox spontanea.

H₂ + O₂ = 2H₂O^-2

è l'H₂ ossida (ANODO)

ANODO: H₂ + 2OH^- = 2H₂O

CATHODO: O₂ + 2H₂O + 4e^- = 4OH^-

Otteniamo corrente e acqua

H₂ va prodotto perché non esiste in natura che è un vettore energetico