Unità 3 Chimica

UNITÀ DIDATTICA 3

ELETTROCHIMICA: Branca della chimica che studia i fenomeni relativi alla trasf. di energia chimica di legame in energia elettrica e viceversa.

REAZIONE REDOX

reazione in cui gli elettroni passano spontaneamente da una sost. che si ossida a una che si riduce.

Se si fa avvenire al interno di un filo = CORRENTE ELETTRICA

Ciò è possibile accade all'interno di dispositivi specifici detti PILE / CELLE GALVANICHE

Se si fornisce en. elettrica al sistema: reazione redox al contrario

ELETTROLI

L'energia elettrica viene convertita in chimica

Ciò accade in dispositivi detti CELLE ELETTROCHIMICHE

• Anodo: elettrodo neg. semplice in cui si ossida
• Catodo: elettrodo pos. semplice in cui si riduce

• DIFF. FRA CELLE:
• GALVANICHE: Producono energia elettrica sfruttando reaz. spont. di ossido-riduzione.
• Cit. chimica → en. elettrica
• ELETTROLITICHE: Consumano en. elettrica per fare avvenire reaz. di ossido-rid non spontanee

ESEMPIO:

Fe⁺² + Ce⁺⁴ ↔ Fe⁺³ + Ce⁺³

SCAMBIO DI ELETTRONI = Fe (II) ne perde uno e si ossida

Ce (IV) lo acquisisce e si riduce

QUINDI: Fe RIDUCENTE / Ce OSSIDANTE

• Se una pila è scarica le reaz che di alimentano en. libera nulla → è all'equil.
• In una reazione ossido-riduttiva il “bilancio delle cariche deve essere uguale a zero

• RIDUCENTE : cede elettroni
• OSSIDANTE : acquisisce elettroni; ossida altri specie e si riduce

Regole per determinare i num. di ossidazione degli elementi nei vari composti

1. Gli atomi negli sostanze elementari hanno sempre num. d'ossidaz. zero.

   Ex: Fe → n.o = 0 / S₈ → n.o = 0

2. In un legame covalente gli elettroni condivisi sono formalmente attribuiti all'atomo più elettronegativo.

   Ex: PCl₃ → il fosforo < meno < cloro

   Fosforo n.o = +3 → Cl n.o =-1

3. Il numero d.os dell'ossigeno è -2, tranne nei perossidi che è -1, e quando è legato al fluoro in cui è +2.

   Ex: Na₂O₂, H₂O₂, MgO, Al₂O₃ → n.o = -2

   OF₂ → n.o = +2

4. Il n.o. di H è +1, tranne quando è con un metallo, in quel caso vale -1.

   Ex: H₂O, HCl, H₂SO₃, NH₃ → idrog. n.o = +1

   LiH, CuH → idrog. n.o = -1

5. Gli ioni monoatomici hanno n.o. coincidente con la carica dello ione.

   Ex: Fe³⁺ → n.o = 3

6. In una molecola o in un composto ionico la somma dei n.o. di tutti gli atomi presenti deve essere zero.

   Ex: H₂O → +1+1-2=0

7. In uno ione poliatomico la somma dei numeri di ossidazione deve equivalere alla carica dello ione.

   Ex: OH^- → somma -1

   +12 - C₂ O₇^2-

   -14 +1 - Na⁺ Cl^-

   → -1

ENERGIA [E]

Capacità di un sistema di compiere lavoro / fornire calore. → legge di conservazione dell'energia: l'energia non può essere creata né distrutta, ma solo trasformata.

CALORE DI REAZIONE [Q]

Dipende dal tipo di lavoro che il sistema compie. Nelle trasf. chimiche: ∆E = Q_p + P∆V È l'effetto termico che accompagna una data reaz. chimica.

ENDOTERMICHE ← Calo di reaz. POSITIVO

ESOTERMICHE Calo di reaz. NEGATIVO

ENTALPIA [H]

Contenuto termico di un sistema H = E + pV ∆E = Q_p + P∆V ↓ ∆H = Q_p

∆H è dato da ENTALPIA DEI PRODOTTI MENO QUELLA DEI REAGENTI.

Dipende dalla pressione, temperatura e stato degli apparati. Esistono le entalpie standard → riferite a 25°C = 298.15K ∆H^o

• PER I GAS: GAS PURO; P = 1 atm; COMPORTAMENTO IDEALE
• PER I LIQUIDI: LIQUIDO PURO; P = 1 atm
• PER I SOLIDI: SOLIDO PURO; P = 1 atm

L'entalpia dipende solo dallo stato iniziale e da quello finale.