Blog

Elettrochimica: cenni teorici ed esercizi-chimicamo

Elettrochimica: cenni teorici ed esercizi

  |   Chimica Fisica, Elettrochimica

L’ elettrochimica è la branca della chimica fisica che studia il processo di trasformazione dell’energia chimica in energia elettrica e viceversa.

Inoltre l’elettrochimica studia le reazioni chimiche indotte dal trasferimento elettronico

Per comprendere l’elettrochimica di base è necessario conoscere alcuni concetti di base.

Ossidazione e riduzione

Si definisce ossidazione la perdita di elettroni da parte di una specie; si definisce riduzione l’acquisto di elettroni, da parte di una specie.

Ad esempio, la reazione chimica:

Fe2+ + Ce4+ ⇄ Fe3+ + Ce3+

può essere scissa in due semireazioni:

Fe2+  ⇄ Fe3+ + 1 e  ossidazione

Ce4+  + 1 e  ⇄ Ce3+  riduzione

in cui il ferro è ossidato e il cerio è ridotto.

Si definisce ossidante una specie che ne ossida un’altra riducendosi: si definisce riducente una specie che riduce un’altra ossidandosi quindi, nella precedente reazione il ferro è un riducente e il cerio un ossidante.

Grandezze fondamentali

La carica elettrica q è misurata in Colulomb ( C ). La carica elettrica associata con le specie chimiche è relazionata al numero di moli tramite la costante di Faraday ( 1 F = 96500 C/mol).

La corrente elettrica I è misurata in ampere (A) ed esprime la quantità di carica che passa in una unità di tempo. Quindi spesso al posto di ampere si trova C/s.

La legge di Ohm mette in relazione la corrente ( I ) al potenziale (E) attraverso la resistenza del circuito ( R):

E = IR

essendo il potenziale misurato in Volt (V) e la resistenza in Ohm ( Ω ).

La potenza (P) è misurata in Watt ( W = J/s) ed è relazionata alla corrente e al potenziale tramite l’equazione:

P = IE

Il lavoro (W) è misurato in Joule (J) ed è relazionato al potenziale e alla quantità di carica dall’equazione:

W = qE

Equazioni fondamentali

La relazione tra la variazione  dell’energia libera di Gibbs e la forza elettromotrice E° è data da:

ΔG° = – nFE°

dove F è la costante di Faraday e n è il numero di elettroni in gioco nella reazione.

La relazione tra la variazione  dell’energia libera di Gibbs e la costante di equilibrio K è data da:

ΔG° = – RT ln K

L’equazione di Nernst è usata per calcolare il potenziale di una cella elettrochimica:

Ecella = E° cella – (RT/nF) ln Q

essendo R la costante dei gas pari a 8.31, T la temperatura in Kelvin, n il numero di elettroni in gioco, F la costante di Faraday e Q il quoziente di reazione che equivale all’espressione della costante di equilibrio con le concentrazioni iniziali piuttosto che le concentrazioni all’equilibrio.

Calcolo della costante di equilibrio

–           Calcolare la costante di equilibrio relativa alla reazione: Fe2+ + Ce4+ ⇄ Fe3+ + Ce3+ a 25 °C sapendo che:

Ce4+  + 1 e  ⇄ Ce3+     E° = + 1.63 V

Fe3+ + 1 e   ⇄ Fe2+      E° = + 0.77 V

Poiché la seconda semireazione avviene nel verso dell’ossidazione il potenziale E° vale – 0.77 V

Il potenziale complessivo E° = + 1.63 – 0.77 = + 0.86 V

Applichiamo la formula ΔG° = – n FE° e, tenendo presente che è in gioco un solo elettrone, si ha:

ΔG° = – (1) ( 96500 C/mol) ( 0.86 V) = – 8.30 · 104 J/mol

Poiché ΔG° = – RT ln K sostituendo a ΔG° il valore ottenuto e tenendo presente che T = 25 + 273 = 298 K si ha:

-8.30 · 104 J/mol = – (8.81) (298 K) ln K

-8.30 · 104 J/mol =- 2625 ln K

Da cui ln K = 31.6 e quindi K = e31.6= 5.39 · 1013

Calcolo del potenziale

–          Calcolare il potenziale  per l’elettrodo Ag/AgI(s)/I(0.01 M)

La reazione elettrodica è:

AgI(s) + 1 e→ Ag(s) + I(aq)

Per ottenere il potenziale prendiamo in considerazione le seguenti reazioni:

AgI(s) → Ag+(aq) + I(aq)     Kps = 1.0 · 10-16

Ag+(aq) + 1 e → Ag(s)    E° =  + 0.80 V

Poiché ΔG° = – n FE° e ΔG° = – RT ln Kps

Si ha:

– n FE° =  – RT ln Kps

Da cui E°Kps = – RT ln Kps/ nF

La quantità RT/nF tenendo conto che vi è un solo elettrone scambiato è pari a:

8.31 · 298 K/ 1 · 96500 =  0.0257

Il fattore di conversione tra logaritmo naturale e logaritmo decimale è 2.3

Da cui E°Kps = 0.0257 · 2.3 log Kps = 0.059 log 1.0 · 10-16 = – 0.9 V

Il potenziale E° = E°red + E°Kps = 0.80 – 0.9 = – 0.1 V

Per trovare il potenziale elettrodico si usa l’equazione di Nernst:

E = E° – 0.059 /n log [I]/ [Ag+] = – 0.1 – 0.059 log 0.0100 = 0.02 V

Condividi


Gentile Lettrice, Gentile Lettore

Abbiamo rilevato che stai utilizzando un AdBlocker che blocca il caricamento completo delle pagine di Chimicamo.org

Questo sito è per te completamente gratuito e fornisce, si spera, un servizio serio, completo ed utile, pertanto speriamo che tu consideri la possibilità di escluderlo dal blocco delle pubblicità che sono la nostra unica fonte di guadagno per portare avanti quello che vedi.

 

Per piacere aggiungi Chimicamo.org alla tua whitelist oppure disabilita il tuo software mentre navighi su queste pagine.

 

Grazie

Lo staff di Chimicamo.org

Condividi