Celle galvaniche (pile)

• Una cella galvanica sfrutta una reazione chimica spontanea per generare corrente elettrica

• Occorre:– una reazione redox spontanea– non contatto fra ossidante e riducente– un circuito esterno per gli elettroni– un ponte per gli ioni

Pila Daniell

• Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s)

• Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

• Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-

Potenziale di cella

• se il circuito esterno è aperto, non passa corrente, e si misura una differenza di potenziale E (in volt V)

• conviene pensare E come differenza fra i potenziali dei due elettrodi E = E1 - E2

• il potenziale di riduzione E di un elettrodo misura il potere ox dell'ossidante e (all'opposto) il potere red del riducente

Potenziali standard

• il potenziale E di un elettrodo dipende dalle concentrazioni

• il potenziale standard E0 si ha quando reagenti e prodotti sono allo stato di riferimento (a = 1, solidi o liquidi o c =1M o P = 1 atm)

• 2 Ag+(aq) + Fe(s) → 2 Ag(s) + Fe2+

(aq)

• E0 = E0(Ag+/Ag) - E0(Fe2+/Fe)

G° = - n F E°

n = numero di elettroni trasferiti

F = 9,65 x 104 J/(Vmol) , costante di Faraday

( 1 F = 1 mol di elettroni )

Se G° 0 , E° 0 : è favorita la formazione dei prodotti

E = E° - (RT/nF) ln Q ( equazione di Nernst )

R = costante dei gas, Q = quoziente di reazione

0,059E = E° - log Q

n a 25°C

Zn(s) Zn2+ + 2 e-

MnO2 + NH4+ + e- MnO(OH) + NH3

4 NH3 + Zn 2+ Zn(NH3)42+

Pb(s) + SO42- PbSO4(s) + 2 e-

PbO2(s) + SO42- + 4 H+ + 2 e - PbSO4 (s) + 2 H2O