ESERCIZI SULLA f.e.m. DELLE PILE Kps, Keq E?G

Dimensione: px
Iniziare la visualizzazioe della pagina:

Download "ESERCIZI SULLA f.e.m. DELLE PILE Kps, Keq E?G"

Transcript

1 ESERCIZI SULLA f.e.m. DELLE PILE Kps, Keq E?G ESERCIZI SULLA f.e.m. DELLE PILE 1-Calcolare la fem della pila Zn/zn+2 0,01 Pb+2 0,06 M/Pb E zn= -0,76 V E Pb = -0,13 V pertanto Ezn = -0,76 + 0,06/2 log 10-2 = -0,76-2 x 0,06/2 = 0,76 - x -2 x 0,03 Ezn=- 0,76-0,06 = - 0,82 V EPb= -0,13 + 0,06/2 log 6 x 10-2 = - 0,13-0,06 log 6 = -0,13-0,047 =- 0,177 V f.e.m. = Ecat - Ean= Epb il catodo è l'elettrodo dipb in quanto E=- 13 è più positivo dell'elettrodo di Zn E = -0,176 quindi f.e.m. = EPb- EZn fem= -0,177 -(-0,82)= 0,64 V 2 Indicare gli schemi dei semielementi formati dalle seguenti semireazioni e scrivere la corrispondente equazione di Nernst: a) 2H3O+ + 2e-? H2 (g) + 2 H2O b) Al3+ + 3e-? Al(s) c) O2(g) + 4 H3O+ + 4e-? 6 H2O d) MnO4- + 5e- + 8 H3O+? Mn H2O soluzione a) per l'elettrodo ad idrogeno sappiamo che E =0 per convenzione 1 / 18

2 Pt (H2 (g))/ H3O+ E H3O+/H2 = 0 + 0,06/2 log [H3O+]² / P H2 b) Al/Al+3 E Al3+/Al = E Al3+/Al + 0,06/3 log [Al+3] c) Pt [O2 (g)]/h3o+ E O2/ H2O = E O2/ H2O + 0,06/4 log Po2 [h3o+]² d) Pt /MnO4-, Mn2+, H3O+ E MnO4-/Mn+2 = E MnO4-/Mn+2 + 0,06/5 log [MnO4-][H+] 8 / [MN+2] 3- Calcolare il potenziale dei seguenti semielementi: a) Pt /SnCl2 0,10 M, SnCl4 0,010 M E Sn4+/Sn2+ = 0,13 V Sn4+ + 2e-? Sn2+ E Sn4+/Sn2+ = E Sn4+/Sn2 + +0,06/2 log[sn+4]/[sn+2] b) Ni /NiCl2 0,010 M E Ni2+/Ni = -0,25 V Ni2+ + 2e-? Ni E Sn4+/Sn2+ = 0,13 +0,06/2 log 0,01/0,1 =0,10 V E Ni2+/Ni = E Ni2+/Ni +0,06/2 log[ni2+] = -0,25+0,06/2 log 0,01 = 0,31 V c) Ni /NiS (sol. satura) E Ni2+/Ni = -0,25 V Kps NiS = 1,0 x10-22 NiS(s)? Ni 2+ (aq)+s 2- (aq) Kps= [Ni 2+ ][S 2- ]=s 2 [Ni2+] = s =?Kps=?1,0 x10-22 Ni2+ + 2e-?Ni E Ni2+/Ni = E Ni2+/Ni + 0,06/2 log[ni +2 ]=-0,25+ 0,06/2log = 0,575 V 4- La concentrazione di una soluzione di Zn2+ è 0.2M mentre quella di Au3+ è 0.1M.Calcolare la fem della pila: Zn/Zn2+//Au3+/Au ed indicare la polarità della pila, dire se la reazione avviene spontaneamente e calcolare la costante di equilibrio. (E Zn++/Zn = V; E Au3+/Au = V). soluzione 2 / 18

3 la reazione è la seguente 3[Zn? Zn +2 +2e 2[Au+3+ 3e? Au 3Zn+2Au +3? 3Zn Au questa reazione ha un quoziente Q= [Zn +2 ] 3 x [Au] 2 /[Zn] 3 x [Au +3 ] 2 cioè Q= [Zn +2 ] 3 / [Au +3 ] 2 che è il quoziente di reazione che non è però all'equilibrio l'equazione di Nernst è: f.e.m = E (pila) - 0,059x logq dai valori di E Zn =-0,76 V e E Au = 1,498 V E (pila) = 1,498 V - (-0,76 V) = 2,258 V, essendo la f.e.m. =2,258 V la reazione avviene così come è scritta cioè è spontanea e la reazione no è all'equilibrio. Quando la reazione raggiunge l'equilibrio allora la f.e.m. della pila è f.e.m.=0 quindi Q = Keq e pertanto Keq 0 = 2,258 V - 0,059/6 * log(keq) log(keq) = 229,63 Keq = ,63 Dato il valore molto grande di Keq la reazione redox è spontanea e l'equilibrio è spostato completamente verso i prodotti. 5- Calcoliamo la costante di equilibrio relativa alla dismutazione Cu + (aq)? 3 / 18

4 Cu (s) + Cu 2+ (aq) a 298 K, sapendo che E (Cu + /Cu) = +0,520 V E (Cu 2+ /Cu) = +0,340 V La dismutazione è la somma delle seguenti due semireazioni Riduzione Cu + (aq) + e -? Cu (s) Ossidazione Cu + (aq)? Cu 2+ (aq) + e - per calcolare la Keq è necessario conoscere il potenziale di riduzione della coppia redox Cu 2+/ Cu + combinando opportunamente i due potenziali noti. Se consideriamo la reazione Cu + (aq)? Cu 2+ (aq) + e - possiamo notare che è possibile ottenerla sommando le due reazioni viste sopra 1[Cu e? Cu E = + 0,340 V 2[Cu? Cu + + e = E = 0,520 V( la reazione è una ossidazione) Cu 2+ + e? Cu + Moltiplichiamo ciascun potenziale per il numero di elettroni della relativa semireazione e sommando (+ 0,340 x 2) + (- 0,520 x 1) = + 0,160 V Il potenziale così ottenuto va diviso per il numero di elettroni della semireazione finale E (Cu 2+ /Cu + ) = + 0,160 : 1 = 0,160 V Ora possiamo calcolare il potenziale in condizioni standard della reazione complessiva di dismutazione come differenza tra il potenziale di riduzione della reazione catodica (semireazione di riduzione) e di quella anodica (semirazione di 4 / 18

5 ossidazione) E Pila = E cat E an = 0,520 0,160 = + 0,360 V La costante di equilibrio è data da : 0 = E pila x 0,0591/n log Keq logkeq=n(e pila) / 0,0591 n=1 log keq= 0,360/0,0591 = 6,1 Keq=1,26 x Calcoliamo la costante di equilibrio relativa alla dismutazione 3 ClO - (aq)? 2 Cl - (aq) + ClO 3 -(aq) in ambiente basico a 298 K, sapendo che il potenziale standard delle seguenti semireazioni di riduzione ClO 3 -(aq) + 3H 2 O + 6e-? Cl - + 6OH - E ( ClO 3 - / Cl - ) = + 0,62 V ClO - (aq) + H 2 O + 2e-? Cl - + 2OH - E ( ClO - / Cl - ) = + 0,89 V La dismutazione è la somma delle seguenti due semireazioni Riduzione 2ClO - (aq) + 4e-? 2Cl - E = + 0,89 V Ossidazione ClO - (aq)? ClO e E = sconosciuto Dobbiamo calcolare il potenziale di riduzione della coppia redox ClO 3 - / ClO -, che caratterizza la semireazione di ossidazione, combinando opportunamente i due potenziali noti. La semireazione di riduzione desiderata si può ottenere come somma delle seguenti due semirazioni ClO 3 -(aq) + 3H 2 O + 6e-? Cl - + 6OH - E = + 0,62 V Cl - + 6OH -? ClO - (aq) + H 2 O + 2e E = 0,89 V (il segno è cambiato perché è un' ossidazione) 5 / 18

6 ClO 3 -(aq) + 2H 2 O + 4e-? ClO - + 4OH - E = [(0,62 x 6)+(-0,89 x 2)] / 4 = 0,485 V Il potenziale della coppia redox ClO - 3 / ClO - si ottiene sommando i potenziali delle due semireazioni ciascun potenziale moltiplicato per il numero di elettroni della relativa semireazione. Il potenziale così ottenuto va diviso per il numero di elettroni della semireazione-somma (4 elettroni) Ora possiamo calcolare il potenziale in condizioni standard della reazione complessiva di dismutazione come differenza tra il potenziale di riduzione della reazione catodica (semireazione di riduzione) e di quella anodica (semirazione di ossidazione) E cat E an = 0,89 0,485 = + 0,405 V Essendo il numero di elettroni scambiati nella reazione bilanciata di dismutazione pari a n = 4, la costante di equilibrio varrà log Keq = 4 x 0,405 /0,0591 = 27,41 Keq= 1,29 x Quando l'ossigeno esercita la sua azione ossidante, esso può ridursi ad acqua ossigenata (O2?H2O2), e questa poi ad acqua (H2O2?HzO), oppure ridursi direttamente ad acqua (O2?H2O). Noti i valori dei potenziali standard E O2/H2O2, = 0,682 V ed E H2O2/H2O = 1,776 V, si calcoli il valore del potenziale standard della riduzione diretta E O2 /H,O. Le semireazioni sono: O2+2H3O + +2e?H2O2+2H2O (E o =O,682 V) H2O2+2H3O + +2e? 4H2O (E o = 1,776 V) 6 / 18

7 sommando ambedue le reazioni: O2+4H3O + +4 e? 6H2O E x=? che è la riduzione diretta e l'energia di quest'ultima è quindi la somma delle energie delle semireazioni?g ultima reazione =?G prima semireazione +?G seconda semireazione sappiamo però che -?G = nfe quindi [ - 2 x F x 0,682] - [2 x F x 1,774] = = - 4x Fx E x da cui E x = 1,23 V 7- Alla temperatura di 25,0 C, la I.e.m. della pila Pt(Cl 2 ) / Cl- Cu+2 /Cu (pcl2 = 1 atm) [Cl-] = 0,001M [Cu+2] = 0,1M?E = 1,256 V. Calcolare la costante dell' equilibrio Cl 2 + Cu 2Cl- + Cu 2 sappiamo che logkeq= n(eox-erid) / 0,0591 essendo Eox-Erid= f.e.m Epila ed essendo Epila= 1,256 V si ha 1,256= [E Cl2/2Cl- -0,0591 x log 10-3 ] - [E Cu+2/Cu + 0,0591\/2 log 10-1 ] da cui E Cl2/2Cl- - E Cu+2/Cu =1,049V log Keq = 2 x 1,049 / 0,0591 = 35,50 Keq= 3,2 x / 18

8 6- Stimare la stabilità dell acqua in condizioni standard a ph = 7 e a ph = 3, considerando le due semireazioni. (Stabilità dell'acqua significa la tendenza che ha l'h2o a scindersi nei suoi due componenti cioè O2 ed H2). Sappiamo che: O 2 + 2H 2 O + 4e?4OH 2H + + 2e? H 2 E (O 2 /OH ) = + 0,401 V E (H + /H 2 ) = 0 V soluzione Il potenziale della prima semireazione è dato in condizioni standard e quindi per [OH - ] = 1 M e dunque un ph = 14. La dipendenza di tale potenziale dal ph per 1 atm di pressione è Il potenziale della seconda semireazione è dato in condizioni standard e quindi per [H + ] = 1 M e dunque un ph = 0. La dipendenza di tale potenziale dal ph per 1 atm di pressione è Al variare del ph i due potenziali variano quindi nello stesso modo (al crescere del ph decrescono) e della stessa quantità (una variazione di 0,05916 V per ogni punto di ph) La prima semireazione manterrà dunque a qualsiasi ph un potenziale superiore alla seconda e quindi la prima si ridurrà a spese della seconda che si ossiderà. La reazione spontanea complessiva sarà Riduzione O 2 + 2H 2 O + 4e? 4OH + 8 / 18

9 Ossidazione 2H 2? 4H + + 4e?????????????????????????? Totale O 2 + 2H 2? 2H 2 O Infatti 4H+ +4OH- del secondo membro è ugale a 2H2O che si semplifica con 2H2O del primo membro Il potenziale complessivo (potenziale di cella) è indipendente dunque dal ph La costante di equilibrio della reazione totale sarà Il potenziale della reazione opposta, avrà lo stesso valore ma segno opposto 2H 2 O? O 2 + 2H 2 E = - 1,2292 V La costante di tale equilibrio, che ci informa della tendenza dell acqua a scindersi negli elementi che la costituiscono (e quindi della sua stabilità), è che è così piccolo da poter dire che l acqua non ha praticamente alcuna tendenza a scindersi negli elementi che la costituiscono. 8- Indicare gli schemi dei semielementi formati dalle seguenti semicoppie redox e scrivere la corrispondente equazione di Nernst: 9 / 18

10 a) 2 H3O+ + 2e-? H2 (g) +2 H2O schema : Pt (H2 (g))/ H3O+ H3O+/H2 Nernst: E H3O +/ H2 = 0,059/2 log [H3O+]² /P H2 b) Al3+ + 3e-?Al(s) schema :Al/Al3+ Nernst : E Al3+/Al = E Al3+/Al + 0,059 /3 log [Al+3] c) O2(g) + 4 H3O+ + 4e-? 6 H2O schema :Pt (O2 (g))/h3o+ Nernst: E O2/ H2O = E O2/ H2O + 0,059/4 logpo2 [ H3O+]² d) MnO4- + 5e- + 8 H3O+?Mn H2O schema: Pt /MnO4-, Mn2+, H3O+ Nernst : E MnO4-/Mn+2 =E MnO4-/Mn+2 + 0,059/5 log[mno4-] [H3O+] 8 / [Mn+2] 7- Calcolare la f.e.m. delle seguenti pile: a) Fe/Fe2+ 0,10 M Fe2+ 0,50 M; Fe3+ 0,050 M /Pt sapendo che : E Fe2+/Fe= -0,44 V E Fe3+/Fe2+ = 0,80 V al polo positivo si ha Polo + Fe3+ + e-?fe2+ E polo + = E Fe3+/Fe2+ = E Fe3+/Fe2+ +0,059 log[fe+3]/[fe+2] 10 / 18

11 E polo + = = 0,80+0,059log 0,05/0,5 = 0,74 V Al polo negativo si ha : Polo neg. - Fe e-? Fe E polo -= E Fe2+/Fe = E Fe2+/Fe ,059 log[fe2+] = -0,44 + 0,059/2 log0,1= -0,47 V E pila = E p0lo+ - E polo- Epila = 0,74-(-0,47)= 1,21 V b) Pt (H2 p = 1,0 atm) / H2SO4 0,050 M AgNO3 0,10 M/Ag E Ag+/Ag = 0,80 V al polo positivo Polo + Ag+ + e-?ag E+= E Ag+/Ag = E Ag+/Ag + 0,059 log[ag+]= 0,8 + 0,059 log 0,1= 0,74 V al polo negativo Polo - 2 H3O+ + 2e-? H2 (g) + 2 H2O PH2=1,0 atm [H3O+]=2H2SO4= 2x0,05 = 0,1 M E H3O+/H2-= 0 E polo neg = E H3O+/H2 = 0,059/2 log[h3o+]² / PH 2 E polo neg = 0,059log[H3O+]= 0,059 log0,1= -0,059 V E pila = Epolo p0sitivo - Epolo negativo = 0,74-(-0,059)= 0,80 V c) Pt (H2 p = 2,0 atm) /CH3COOH 0,10 M AgCl(sol. satura) /Ag E Ag+/Ag = 0,80 V? Ka= 1,8 x10-5 Kps AgCl = 1,5 x / 18

12 il polo positivo è Polo + Ag+ + e-? Ag AgCl(s)? Ag+(aq) + Cl-(aq) da cui si evince [Ag+] = [Cl-] =? Kps poichè Kps = [Ag+][Cl-]=S 2 [Ag+] = s =? Kps =?1,7 x =1,3x10-5 M pertanto Epolo+= E Ag+/Ag = E Ag+/Ag + 0,059l og[ag+]= 0,8 + 0,059 log 1,3x10-5 = 0,51 V il polo negativo è: Polo - 2 H3O+ + 2e-? H2 (g) + 2 H2O P H2 =2,0 atm E H3O+/H2 = 0 CH3COOH + H2O?CH3COO- + H3O+ [H3O+] =?Kax Ca =?1,8 x 10-5 x 0,1 = 1,3 x 10-3 Epolo neg -= E H3O+/H2 =0,059/2 log (1,3 x 10-3 )²/2 = 0,059 log 0,1= -0,15 V Epila = E+- E-= 0,51-(-0,15)= 0,66 V 8- Calcolare quale deve essere la concentrazione dello ione Ag+ perché la f.e.m. della pila sia pari a zero, sapendo che E Fe+3/Fe+2 = 0,74 V; E Ag+/Ag = 0,80 V. soluzione La Pila è : Pt [Fe+3] =[Fe+2] = 0,10 M [Ag+] = x Ag Al Polo positivo+ Ag+ +e-?ag E=E Ag+/Ag + 0,059 log[ag+] al polo negativo Fe3+ + e-? Fe2+ E polo+= E Fe3+/Fe2+ +0,059log[Fe+3]/[Fe+2] ma essendo [Fe3+]=[Fe2+] =0,1 M Epolo+ = E Fe3+/Fe2+ =0,74 V 12 / 18

13 Epila= Epolo positivo - Epolonegativo in questo caso Epila = O= Epolo positivo - Epolo negativo da cui Epolopositivo=Epolo negativo pertanto E Ag+/Ag + 0,059 log[ag+] = E Fe3+/Fe2+ =0,74 V log[ag+] =(E Fe3+/Fe2+ - E Ag+/Ag ) / 0,059 log [Ag+]= 0,74-0,8/ 0,059 = V [Ag+]=10-10,1 =9,7x10-11 M 9- La forza elettromotrice della seguente pila a concentrazione: Ag /AgBr (sol. satura); KBr 0,10 M AgNO3 0,10 M / Ag è pari a 0,605 V. Calcolare la solubilità ed il prodotto di solubilità del bromuro di argento. soluzione sia al polo positivo che a quello negativo la reazione è Ag+ +e? Ag Epolo positivo=e Ag+/Ag + + 0,059 log[ag+] Epolo negativo = E Ag+/Ag + + 0,059 log[ag+]/[ag+] Epila = Epolo positivo - polo negativo Epila = (E Ag+/Ag + + 0,059 log[ag+] ) - ( E Ag+/Ag + + 0,059 log[ag+]) Epila = 0,059 log[ag+]polopositivo /[Ag+]polonegativo 0,059[Ag+]polonegativo = 0,059log[Ag+]polopositivo - Epila da cui log[ag+]polo neg = ( 0,059log[Ag+]polopositivo - Epila ) /0, / 18

14 log[ag+]polo neg = ( 0,059 log o,1-0,605 )/0,059 = 10,3 [Ag+]= 10-10,3 = 5,0 x M AgBr(s)? Ag+(aq) + Br-(aq) Kps= [Ag+][Br-] ma [Br-]=0,1 M Kps= [Ag+][Br-]=5,0 x x 0,1= 5,0x A 25 C, la seguente pila ha una f.e.m. di 0,569 V: Ni/Ni 2+ 0,250M Cu2+ 0,050 M/Cu 11Calcolare la costante di equilibrio della reazione di ossidoriduzione che si instaura in tale pila (R = 0,0821 atm.l.k-1= 8,31 J.K-1 F= C). soluzione Polo positivo Cu2+ + 2e-?Cu Epolo positivo+=e Cu2+/Cu = E Cu2+/Cu + 0,059/2 log[cu2+] Polo negativo Ni2+ + 2e-?Ni Epolo neg= E Ni2+/Ni = E Ni2+/Ni +0,059/ 2 log[ni2+] Epila= Epolo positivo - Epolo negativo Epila= (E Cu2+/Cu + 0,059/2 log[cu2+] ) - ( E Ni2+/Ni +0,059/ 2 log[ni2+] ) Epila = E pila + 0,059/2 log [Cu+2]/[Ni+2] in questa espressione l'incognita è E pila che peò può essere calcolata da E pila - 0,059 log [Cu+2]/[Ni+2] 14 / 18

15 Epila= 0,059/2 log 0,05/0,25 Epila = 0,59V dalla relazione -nfepila = - RTlnKeq quindi nfepila=rtlnkeq lnkeq= nfepila/ RT ln Keq = 2 x x 0,59 / 8,31 x 298 lnkeq= 45,98 da cui Keq =e 45,98 Keq= 9,3 x una pila ZnSO4 1M H2/H+x /Pt ha f.e.m.=0,63 V. Calcolare il PH E Zn/Zn+2 =-0,76 V soluzione Epila = E polo poitivo- E polo negetivo Epila= EH2/H+ - E Zn/Zn+2 0,63 = 0,06/2log[H+]² - (-0,76) 0,63-0,76 = 0,06log[H+] -0.13/0,06 = log [H+] PH= -log[h+]= 0,13/0,06 = 2,16 Indicare il valore della f.e.m. (E) di una pila in cui un elettrodo è costituito da una lamina di rame immersa in una soluzione di ioni Cu2+ 2, M e l altro da una lamina di Zn immersa in una soluzione di ioni Zn2+ 1, M, entrambi in condizioni standard e a 25 C. [E (Cu2+/Cu) = +0,342 V e E (Zn2+/Zn) = -0,760 V]: A) -1,14 V B) 1,14 V C) 2,30 V D) 1,98 V: soluzione lo schema di questa pila è mostrato in figura: 15 / 18

16 che si scrive: Zn [zn+2] 0,0013 M 0,025 M Cu+2 Cu 16 / 18

17 I potenziali standard di riduzione tabulati sono: E (Zn2+/Zn) = -0,760 V E (Cu2+/Cu) = +0,342 V e ricordando che l'ossidante è l'elemento il cui Potenziale di Riduzione Standard è più positivo ( o meno elettronegativo). Il potenziale E dell'anodo e del catodo quando [Cu2+]= 2, M e [ Zn2+] 1, M è calcolabile dall'equazione di Nernst E (Cu2+/Cu) = E (Cu) /2 log 0,025 = x - 1,6 = 0,34-0,048 = 0,294 V E (Zn2+/Zn) = E (Zn) /2 log 0,0013 = x -2,88 = - 0,847 V pertanto E Zn =-0,847 V E Cu = 0,294 V F.E.M = E catodo - E anodo = E Cu - E Zn = 0,294-(- 0,847) = 1,141 V 13- Una pila Daniell è costituita da una lamina di zinco immersa in 2 litri di soluzione 0.1M di ZnSO4 e da una lamina di rame immersa in una soluzione 1M di CuSO4.Calcolare la f.e.m. iniziale della pila e la sua f.e.m. dopo che ha erogato una corrente costante di 5.1A per 21 ore. (E Zn2+/Zn = e E Cu2+/Cu = 0.337) soluzione Le reazioni che avvengono agli elettrodi sono: (-) Zn? Zn2+ + 2e- (+) Cu2+ + 2e-? Cu La f.e.m. iniziale della pila è data da:?e = Ec-Ea=?E -0,059/2 x log [Zn+2 ] /[Cu+2] =1,1-0,059/2 log 0,1/1 = 1,13 V Dopo che la pila ha erogato una quantità di elettricità pari a: 5.1 A 21 h = A h la concentrazione dello Zn2+ in soluzione aumenta, ed essendo noto che 1Faraday = 26.8 A h /eq 17 / 18

18 Powered by TCPDF ( [Zn2+] =(0.1 x /26,8 x 2 )/ 2 = 1.10 moli/l [Cu2+] =(1x /2x26,8 ) / 2 = moli/l per cui la f.e.m. finale della pila è:?e = 1.1-0,059/2 log 1,10 / = 1.01 V 18 / 18

Pile 1) Indicare gli schemi dei semielementi formati dalle seguenti semicoppie redox e scrivere la corrispondente equazione di Nernst:

Pile 1) Indicare gli schemi dei semielementi formati dalle seguenti semicoppie redox e scrivere la corrispondente equazione di Nernst: ile 1) Indicare gli schemi dei semielementi formati dalle seguenti semicoppie redox e scrivere la corrispondente equazione di Nernst: a) HO + + e - H (g) + HO b) Al + + e - Al(s) c) O(g) + 4 HO + + 4e

Dettagli

ESERCIZI Tabella dei potenziali

ESERCIZI Tabella dei potenziali ESERCIZI 1) Una pila chimica è un dispositivo in cui si ha trasformazione di: a. energia elettrica in energia chimica b. energia chimica in energia elettrica c. entalpia in energia elettrica d. entropia

Dettagli

Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C. dove : R = costante dei gas T = 298,15 K F = Faraday

Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C. dove : R = costante dei gas T = 298,15 K F = Faraday A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 8: Elettrochimica: legge di Nernst e leggi di Faraday(4 h) Cella galvanica:

Dettagli

Reazioni di ossido-riduzione (redox) - Come stabilire il verso di una redox? -

Reazioni di ossido-riduzione (redox) - Come stabilire il verso di una redox? - Reazioni di ossido-riduzione (redox) Reazioni in cui i reagenti si scambiano elettroni per formare i prodotti. Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) ossidazione

Dettagli

Reazioni di ossido-riduzione (redox) - Come stabilire il verso di una redox? -

Reazioni di ossido-riduzione (redox) - Come stabilire il verso di una redox? - Programma Misure ed Unità di misura. Incertezza della misura. Cifre significative. Notazione scientifica. Atomo e peso atomico. Composti, molecole e ioni. Formula molecolare e peso molecolare. Mole e massa

Dettagli

Le Pile. Zn 2+ Ag + a=1 a=1

Le Pile. Zn 2+ Ag + a=1 a=1 Le Pile In questo capitolo sono illustrati alcuni problemi riguardanti pile con diversi tipi di elettrodi e nelle quali si realizzano processi di vario genere. Le pile sono utilizzate per ottenere informazioni

Dettagli

2- (aq) + Zn (s) Zn 2+ (aq) + SO 4. Semi-reazione di ossidazione: in cui una specie chimica perde elettroni

2- (aq) + Zn (s) Zn 2+ (aq) + SO 4. Semi-reazione di ossidazione: in cui una specie chimica perde elettroni Reazioni con trasferimento di elettroni Modifica della struttura elettronica attraverso uno scambio di elettroni: Una ossidazione può avvenire soltanto se avviene contemporaneamente una riduzione (reazioni

Dettagli

1 Me Me (s) Me + (aq) + e -

1 Me Me (s) Me + (aq) + e - ELETTROCHIMICA 1 Me Me (s) Me + (aq) + e - Me + DOPPIO STRATO (+) (-) all interfaccia elettrodo-soluzione 2 Se inizialmente prevale la reazione 1, la lamina metallica si carica negativamente (eccesso di

Dettagli

Studio delle trasformazioni dell energia chimica e dell energia elettrica

Studio delle trasformazioni dell energia chimica e dell energia elettrica ELETTROCHIMICA Studio delle trasformazioni dell energia chimica e dell energia elettrica Conduttori elettrolitici: soluzioni di acidi, di basi e di sali, nonché sali fusi. Ioni che partecipano alle reazioni

Dettagli

scrivere la reazione che avviene spontaneamente nella pila. Determinare inoltre la f.e.m. della pila a 25 C

scrivere la reazione che avviene spontaneamente nella pila. Determinare inoltre la f.e.m. della pila a 25 C Una barra di Ni, immersa in una soluzione di Ni ++ a concentrazione 1x1-3 M viene accoppiata ad un secondo semielemento in cui una lamina di Ag è immersa in una soluzione di ioni Ag + a concentrazione

Dettagli

SOLUBILITA EQUILIBRI ETEROGENEI

SOLUBILITA EQUILIBRI ETEROGENEI SOLUBILITA EQUILIBRI ETEROGENEI Cosa succede quando si scioglie un sale (NaCl) in acqua Cl - LEGAME IONE DIPOLO Se sciogliamo in un solvente polare (tipo H 2 O) una sostanza ionica(tipo NaCl) questa si

Dettagli

Reazioni redox ed elettrochimica Nelle reazioni di ossidoriduzione degli elettroni vengono trasferiti da un reagente ad un altro reagente.

Reazioni redox ed elettrochimica Nelle reazioni di ossidoriduzione degli elettroni vengono trasferiti da un reagente ad un altro reagente. Reazioni redox ed elettrochimica Nelle reazioni di ossidoriduzione degli elettroni vengono trasferiti da un reagente ad un altro reagente. Ossidazione corrisponde a perdita di elettroni, per cui il reagente

Dettagli

Appunti di Stechiometria per Chimica. Elettrochimica

Appunti di Stechiometria per Chimica. Elettrochimica Appunti di Stechiometria per Chimica Elettrochimica Celle Elettrochimiche Le reazioni d ossidoriduzione possono essere sfruttate per formare delle celle galvaniche o pile che trasformano l energia chimica

Dettagli

Reazioni redox ed elettrochimica Nelle reazioni di ossidoriduzione degli elettroni vengono trasferiti da un reagente ad un altro reagente.

Reazioni redox ed elettrochimica Nelle reazioni di ossidoriduzione degli elettroni vengono trasferiti da un reagente ad un altro reagente. Reazioni redox ed elettrochimica Nelle reazioni di ossidoriduzione degli elettroni vengono trasferiti da un reagente ad un altro reagente. Ossidazione corrisponde a perdita di elettroni, per cui il reagente

Dettagli

Processi ossido-riduttivi chimici ed elettrochimici

Processi ossido-riduttivi chimici ed elettrochimici Processi ossido-riduttivi chimici ed elettrochimici Le reazioni ossidoriduttive comportano la variazione dello stato di ossidazione di almeno un elemento in seguito alla conversione dei reagenti nei prodotti

Dettagli

1. Celle galvaniche o pile. 2. Celle elettrolitiche

1. Celle galvaniche o pile. 2. Celle elettrolitiche ELETTROCHIMICA L elettrochimica è la branca della chimica che studia l impiego delle reazione chimiche spontanee per produrre elettricità e l impiego dell elettricità per provocare le reazioni non spontanee.

Dettagli

Elettrochimica. Studia la trasformazione dell energia chimica in energia elettrica e viceversa.

Elettrochimica. Studia la trasformazione dell energia chimica in energia elettrica e viceversa. lettrochimica Studia la trasformazione dell energia chimica in energia elettrica e viceversa. Ricordiamo che la corrente elettrica si origina grazie al movimento di cariche, elettroni, in un materiale

Dettagli

Elettrochimica. Cu 2+ (aq) + Zn(s) à Zn 2+ (aq) + Cu(s)

Elettrochimica. Cu 2+ (aq) + Zn(s) à Zn 2+ (aq) + Cu(s) 2018 Elettrochimica 1 Cu 2+ (aq) + Zn(s) à Zn 2+ (aq) + Cu(s) 2 Le reazioni redox implicano specie che si ossidano e specie che si riducono. I due processi avvengono contemporaneamente. Terminologia OSSIDAZIONE

Dettagli

ELETTROCHIMICA. Consideriamo la reazione che si ha quando si aggiunge dello zinco ad una soluzione acquosa di acido cloridrico:

ELETTROCHIMICA. Consideriamo la reazione che si ha quando si aggiunge dello zinco ad una soluzione acquosa di acido cloridrico: ELETTROCHIMICA Alcune fra le più importanti reazioni chimiche di ossidoriduzione prevedono una modifica dei numeri di ossidazione dei vari elementi che compongono reagenti e prodotti. Consideriamo la reazione

Dettagli

Le reazioni redox e l elettrochimica Capitolo 18

Le reazioni redox e l elettrochimica Capitolo 18 Le reazioni redox e l elettrochimica Capitolo 18 I processi elettrochimici sono reazioni di ossido-riduzione in cui: l energia rilasciata da una reazione spontanea è convertita in elettricità oppure l

Dettagli

Trasformazione di energia chimica in energia elettrica: generatori (pile, accumulatori, celle a combustibile)

Trasformazione di energia chimica in energia elettrica: generatori (pile, accumulatori, celle a combustibile) Elettrochimica Trasformazione di energia chimica in energia elettrica: generatori (pile, accumulatori, celle a combustibile) Trasformazione di energia elettrica in energia chimica: celle di elettrolisi

Dettagli

1. In n di ossidazione di un elemento libero è 0 2. La somma algebrica in qualsiasi composto è 0. In uno ione

1. In n di ossidazione di un elemento libero è 0 2. La somma algebrica in qualsiasi composto è 0. In uno ione UMER DI SSIDAZIE Significato formale, viene stabilito in funzione della carica che un atomo ha apparentemente in un composto, ammettendo tutti i legami di natura ionica 1. In n di ossidazione di un elemento

Dettagli

Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq)

Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Elettrochimica Consideriamo le due reazioni di ossido-riduzione: Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu Zn Zn 2+ Cu 2+ Cu potere ossidante di Cu 2+ /Cu > potere

Dettagli

red 1 + ox 2 ox 1 + red 2

red 1 + ox 2 ox 1 + red 2 Reazioni Redox Ossidanti e Riducenti Ossidante: molecola o ione capace di strappare elettroni ad un riducente Riducente: molecola o ione capace di fornire elettroni ad un ossidante Reazione redox: trasferimento

Dettagli

Elettrochimica. Cu 2+ (aq) + Zn(s) à Zn 2+ (aq) + Cu(s)

Elettrochimica. Cu 2+ (aq) + Zn(s) à Zn 2+ (aq) + Cu(s) 217 1 Elettrochimica Cu 2+ (aq) + Zn(s) à Zn 2+ (aq) + Cu(s) 2 Le reazioni redox implicano specie che si ossidano e specie che si riducono. I due processi avvengono contemporaneamente. Terminologia OSSIDAZIONE

Dettagli

Elettrochimica. le trasformazioni redox spontanee (DG < 0) l energia elettrica in celle elettrolitiche per ottenere

Elettrochimica. le trasformazioni redox spontanee (DG < 0) l energia elettrica in celle elettrolitiche per ottenere Elettrochimica studia le relazioni tra processi chimici ed energia elettrica. i. e. si interessa dei processi che coinvolgono il trasferimento di elettroni (reazioni di ossido riduzione). Sfrutta: le trasformazioni

Dettagli

Elettrochimica. le trasformazioni redox spontanee (DG < 0) l energia elettrica in celle elettrolitiche per ottenere

Elettrochimica. le trasformazioni redox spontanee (DG < 0) l energia elettrica in celle elettrolitiche per ottenere Elettrochimica studia le relazioni tra processi chimici ed energia elettrica. i. e. si interessa dei processi che coinvolgono il trasferimento di elettroni (reazioni di ossido riduzione). Sfrutta: le trasformazioni

Dettagli

Definizioni. X aumenta il numero di ossidazione. Y diminuisce il numero di ossidazione. e - Trasferimento di elettroni

Definizioni. X aumenta il numero di ossidazione. Y diminuisce il numero di ossidazione. e - Trasferimento di elettroni Lezione 18 1. Elettrochimica e reazioni elettrochimiche: definizione e classificazione. 2. Sistemi elettrochimici. 3. La pila 4. Elettrodi: catodo e anodo. 5. Polarità dei sistemi e continuità del circuito

Dettagli

ossidazione Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) riduzione

ossidazione Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) riduzione Elettrochimica Celle voltaiche Una reazione di ossidoriduzione può essere condotta con le due semireazioni separate fisicamente e connesse solo da un conduttore elettrico che permette il trasferimento

Dettagli

Il riducente si ossida cedendo elettroni all agente ossidante

Il riducente si ossida cedendo elettroni all agente ossidante L ossidante si riduce acquistando elettroni dall agente riducente Il riducente si ossida cedendo elettroni all agente ossidante La conduzione dell elettricità Quando una sostanza è sottoposta ad una differenza

Dettagli

Sommario della lezione 24. Equilibri di solubilità. Chimica Organica. Elettrochimica

Sommario della lezione 24. Equilibri di solubilità. Chimica Organica. Elettrochimica Sommario della lezione 24 Equilibri di solubilità Chimica Organica Elettrochimica EQUILIBRI DI SOLUBILITA Solubilità È la concentrazione del soluto in una soluzione satura (dove è presente il corpo di

Dettagli

REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE: ESERCIZI RISOLTI. Dr. Francesco Musiani

REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE: ESERCIZI RISOLTI. Dr. Francesco Musiani REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE: ESERCIZI RISOLTI Dr. Francesco Musiani Versione aggiornata al 20.12.2011 Zn (s) + NO 3 - Zn 2+ + NH 4 + Zn (s) Ý Zn 2+ (1) NO - + 3 Ý NH 4 (2) - Bilanciamento di (1): In questa

Dettagli

Soluzioni. B è spontanea nel senso opposto alla freccia. 12 Soluzione di HF in un contenitore di rame: C La soluzione rimane inalterata.

Soluzioni. B è spontanea nel senso opposto alla freccia. 12 Soluzione di HF in un contenitore di rame: C La soluzione rimane inalterata. Soluzioni capitolo 23 VERIFICA LE TUE CONOSCENZE LA PILA O CELLA GALVANICA 1 Una cella galvanica trasforma energia chimica in energia elettrica, utilizzando una redox spontanea. Una cella galvanica è formata

Dettagli

ELETTROCHIMICA. Zn(s) + Cu +2 Zn +2 + Cu. Ossidazione: perdita di elettroni Riduzione: acquisto di elettroni. +2e

ELETTROCHIMICA. Zn(s) + Cu +2 Zn +2 + Cu. Ossidazione: perdita di elettroni Riduzione: acquisto di elettroni. +2e ELETTROCHIMICA Branca della chimica che studia le trasformazioni chimiche in cui sono coinvolti flussi di elettroni. Reazioni con trasferimento di elettroni (ossido riduzione) 2e Zn(s) + Cu +2 Zn +2 +

Dettagli

Chimica Generale ed Inorganica

Chimica Generale ed Inorganica Chimica Generale ed Inorganica Chimica Generale prof. Dario Duca processi red-ox elettrodi, processi elettrodici semipile e pile anodo catodo + ponte salino e i + on off celle voltaiche o galvaniche celle

Dettagli

Numero di ossidazione

Numero di ossidazione Elettrochimica Elettrochimica Trasformazione di energia chimica in energia elettrica: generatori (pile, accumulatori) Trasformazione di energia elettrica in energia chimica (celle di elettrolisi, tecnologie

Dettagli

Reazioni di ossido-riduzione e elettrochimica. Ossidanti e riducenti

Reazioni di ossido-riduzione e elettrochimica. Ossidanti e riducenti Reazioni di ossido-riduzione e elettrochimica Le reazioni di ossidoriduzione sono reazioni in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione: C + O CO C: da 0 a +4 O: da 0 a - Ossidanti e

Dettagli

Elettrochimica. Studia la relazione fra variazione di energia libera e flussi di cariche in una reazione chimica.

Elettrochimica. Studia la relazione fra variazione di energia libera e flussi di cariche in una reazione chimica. Elettrochimica Studia la relazione fra variazione di energia libera e flussi di cariche in una reazione chimica. Fornisce il modo per ricavare lavoro elettrico da una reazione spontanea = cella galvanica

Dettagli

Cellule galvaniche ed elettrolitiche

Cellule galvaniche ed elettrolitiche Cellule galvaniche ed elettrolitiche Cella voltaica = galvanica fornisce E. elettrica (+) Cella elettrolitica richiede dall esterno corrente elettrica (-) La cella composta dai due semielementi Zn/Cu nei

Dettagli

Corso di Studi di Fisica Corso di Chimica

Corso di Studi di Fisica Corso di Chimica Corso di Studi di Fisica Corso di Chimica Luigi Cerruti www.minerva.unito.it Lezione 29-30 2010 Programma: a che punto siamo? Elettrochimica Elettrochimica è lo studio delle reazioni chimiche che producono

Dettagli

Ossido Riduzione. Disproporzione: Processo di ossido-riduzione in cui la stessa sostanza si ossida e si riduce

Ossido Riduzione. Disproporzione: Processo di ossido-riduzione in cui la stessa sostanza si ossida e si riduce Ossido Riduzione 1. Il numero di ossidazione degli atomi in un qualsiasi elemento libero non combinato è zero. 2. Il numero di ossidazione di un elemento in uno ione monoatomico è uguale alla carica dello

Dettagli

Elettrochimica. ChimicaGenerale_lezione22 1

Elettrochimica. ChimicaGenerale_lezione22 1 Elettrochimica L elettrochimica studia le variazioni chimiche prodotte dalla corrente elettrica e la produzione di elettricità ottenuta tramite reazioni chimiche. Le reazioni elettrochimiche implicano

Dettagli

Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 23

Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 23 Brady Senese Pignocchino Chimica.blu Zanichelli 2014 Soluzione degli esercizi Capitolo 23 Esercizio PAG 541 ES 1 PAG 541 ES 2 PAG 541 ES 3 PAG 541 ES 4 PAG 541 ES 5 PAG 541 ES 6 PAG 541 ES 7 Al(s) Al 3+

Dettagli

Sommario Potenziale di elettrodo... 2 Serie elettrochimica... 6 Equazione di Nernst... 9 Potenziali di ossido-riduzione Teoria redox - 1/13

Sommario Potenziale di elettrodo... 2 Serie elettrochimica... 6 Equazione di Nernst... 9 Potenziali di ossido-riduzione Teoria redox - 1/13 TEORIA REDOX Sommario Potenziale di elettrodo... 2 Serie elettrochimica... 6 Equazione di Nernst... 9 Potenziali di ossido-riduzione... 13 Teoria redox - 1/13 Potenziale di elettrodo Si consideri una lamina

Dettagli

è caratterizzata da due semi-reazioni i cui potenziali elettrochimici sono regolati dall'equazione di Nernst. Pertanto si può scrivere ln (V.1.

è caratterizzata da due semi-reazioni i cui potenziali elettrochimici sono regolati dall'equazione di Nernst. Pertanto si può scrivere ln (V.1. CAPITOLO 5: quilibri redox. V. Introduzione. Gli equilibri redox sono caratterizzati da reazioni in cui la particella scambiata è l'elettrone. Tali reazioni possono avvenire in soluzione e/o all'interfase

Dettagli

Reazioni di Ossido-Riduzione ed Elettrochimica

Reazioni di Ossido-Riduzione ed Elettrochimica Reazioni di Ossido-Riduzione ed Elettrochimica Reazione di trasferimento elettronico: + + Riducente: donatore di elettroni. Ossidante: accettore di elettroni. Uno o più elettronivengono trasferiti dalla

Dettagli

COME CALCOLARE I NUMERI DI OSSIDAZIONE

COME CALCOLARE I NUMERI DI OSSIDAZIONE COME CALCOLARE I NUMERI DI OSSIDAZIONE 1. Il numero di ossidazione (N.O.) degli atomi nelle sostanze elementari è zero 2. I seguenti elementi hanno sempre, nei loro composti, il N.O. indicato: Elemento

Dettagli

LE PILE. La scala delle reattività redox. La scala delle reattività redox. La scala delle reattività redox. dall energia chimica a quella elettrica

LE PILE. La scala delle reattività redox. La scala delle reattività redox. La scala delle reattività redox. dall energia chimica a quella elettrica La scala delle reattività redox LE PILE dall energia chimica a quella elettrica E' possibile sapere a priori quale sarà il decorso di una reazione redox? La reazione Cu + Zn Cu + Zn avviene spontaneamente?...

Dettagli

ELETTROCHIMICA: studia le relazioni tra energia chimica ed energia elettrica

ELETTROCHIMICA: studia le relazioni tra energia chimica ed energia elettrica ELETTROCHIMICA: studia le relazioni tra energia chimica ed energia elettrica Pila Energia chimica? energia elettrica Si basa su reazioni redox con G < 0 Cella di elettrolisi Energia elettrica? energia

Dettagli

ELETTROCHIMICA. Processi spontanei (ΔG < 0) possono essere utilizzati per produrre lavoro utile.

ELETTROCHIMICA. Processi spontanei (ΔG < 0) possono essere utilizzati per produrre lavoro utile. ELETTROCHIMICA Processi spontanei (ΔG < 0) possono essere utilizzati per produrre lavoro utile. Processi spontanei: 1. Diluizione 2. Espansione di un gas 3. Precipitazione di specie poco solubili 4. Reazioni

Dettagli

Elettrochimica. Celle Galvaniche o Pile. Redox. Celle Galvaniche. Reazioni Redox. Celle Galvaniche. Celle Galvaniche

Elettrochimica. Celle Galvaniche o Pile. Redox. Celle Galvaniche. Reazioni Redox. Celle Galvaniche. Celle Galvaniche Celle Galvaniche o Pile Elettrochimica La branca della chimica che si occupa dell'impiego delle reazioni chimiche per la produzione dell'elettricità e dell'impiego dell'elettricità per causare trasformazioni

Dettagli

Ognuno ha familiarità con il termine ossidazione relativo ad un metallo; ad esempio, la reazione Zn + ½ O 2 ZnO

Ognuno ha familiarità con il termine ossidazione relativo ad un metallo; ad esempio, la reazione Zn + ½ O 2 ZnO Cap.12 Reazioni di ossido-riduzione Secondo Bronsted-Lowry le reazioni acido/base comportano un trasferimento di protoni H +. Le reazioni di ossido-riduzione (redox) sono un altra importante classe di

Dettagli

L elettrochimica studia le variazioni chimiche prodotte dalla corrente elettrica e la produzione di elettricità ottenuta tramite reazioni chimiche.

L elettrochimica studia le variazioni chimiche prodotte dalla corrente elettrica e la produzione di elettricità ottenuta tramite reazioni chimiche. Elettrochimica L elettrochimica studia le variazioni chimiche prodotte dalla corrente elettrica e la produzione di elettricità ottenuta tramite reazioni chimiche. Le reazioni elettrochimiche implicano

Dettagli

ELETTROCHIMICA. Elettricità per fare avvenire reazioni chimiche (processi elettrolitici)

ELETTROCHIMICA. Elettricità per fare avvenire reazioni chimiche (processi elettrolitici) ELETTROCHIMICA Reazioni chimiche per produrre elettricità Elettricità per fare avvenire reazioni chimiche (processi elettrolitici) Esperimento: Nel tempo la sbarretta di Zn si consuma e si deposita Cu

Dettagli

ELETTROCHIMICA 16/12/2015

ELETTROCHIMICA 16/12/2015 ELETTROCHIMICA Tratta delle trasformazioni tra energia chimica ed energia elettrica Alla base ci sono reazioni di ossidoriduzione, cioè con scambio di elettroni tra reagenti e prodotti della reazione Fe

Dettagli

Capitolo 22 L elettrochimica

Capitolo 22 L elettrochimica Capitolo 22 L elettrochimica Hai capito? pag. 572 Le osservazioni sarebbero le stesse. 2 + Cu 2 Cu 2+ ; la soluzione assume un colore azzurro per la presenza di ioni Cu 2+ e si forma un deposito grigio

Dettagli

Corsi di Laurea in Ingegneria Aereospaziale-Meccanica-Energetica. FONDAMENTI DI CHIMICA Docente: Cristian Gambarotti. Esercitazione del 11/01/2011

Corsi di Laurea in Ingegneria Aereospaziale-Meccanica-Energetica. FONDAMENTI DI CHIMICA Docente: Cristian Gambarotti. Esercitazione del 11/01/2011 Corsi di Laurea in Ingegneria Aereospaziale-Meccanica-Energetica FONDAMENTI DI CHIMICA Docente: Cristian Gambarotti Esercitazione del 11/1/11 Si consideri la seguente semireazione di riduzione: O g ) 4H(

Dettagli

Lavoro ed energia di Gibbs. L Energia di Gibbs rappresenta il massimo lavoro non di espansione ottenbile da un processo (importante per le batterie):

Lavoro ed energia di Gibbs. L Energia di Gibbs rappresenta il massimo lavoro non di espansione ottenbile da un processo (importante per le batterie): Lavoro ed energia di Gibbs L Energia di Gibbs rappresenta il massimo lavoro non di espansione ottenbile da un processo (importante per le batterie): Fornisce la direzione del processo DG Fornisce il massimo

Dettagli

Bagatti, Corradi, Desco, Ropa. Chimica. seconda edizione

Bagatti, Corradi, Desco, Ropa. Chimica. seconda edizione Bagatti, Corradi, Desco, Ropa Chimica seconda edizione Bagatti, Corradi, Desco, Ropa, Chimica seconda edizione Capitolo 14. Le trasformazioni elettrochimiche SEGUI LA MAPPA Reazioni di ossidoriduzione

Dettagli

Esempio Zn (s) + CuSO 4(aq) î Cu (s) + ZnSO 4(aq)

Esempio Zn (s) + CuSO 4(aq) î Cu (s) + ZnSO 4(aq) Pile Una reazione spontanea di ossidoriduzione (ΔE>0, ΔG

Dettagli

Reazioni di ossido-riduzione e elettrochimica

Reazioni di ossido-riduzione e elettrochimica Reazioni di ossido-riduzione e elettrochimica NUMERO DI OSSIDAZIONE Il numero di ossidazione (n.ox) è una carica positiva o negativa che viene attribuita formalmente a ciascun elemento in un composto.

Dettagli

RNH 3 + OH - C 0 x x x

RNH 3 + OH - C 0 x x x Università degli Studi di Roma Tor Vergata, Facoltà di Scienze MFN Corso di Laurea Triennale in Chimica Applicata, Insegnamento di Chimica Generale Modulo di Stechiometria. AA 2009/2010. Soluzioni prima

Dettagli

Le Reazioni redox. combustioni. corrosioni. fotosintesi. lo scambio di elettroni. metabolismo alimentare. preparazione dei metalli ...

Le Reazioni redox. combustioni. corrosioni. fotosintesi. lo scambio di elettroni. metabolismo alimentare. preparazione dei metalli ... Le Reazioni redox Le Reazioni redox combustioni corrosioni fotosintesi metabolismo alimentare cosa hanno in comune? lo scambio di elettroni preparazione dei metalli... Ossidazione originariamente: reazione

Dettagli

Seconda Prova in Itinere del 28 Gennaio 2008

Seconda Prova in Itinere del 28 Gennaio 2008 Università degli Studi di Roma Tor Vergata, Facoltà di Scienze MFN Corso di Laurea Triennale in Chimica Applicata, Sede di Ceccano Insegnamento di Chimica Generale e Laboratorio (A.A. 200708) Seconda Prova

Dettagli

1. Ossidazioni e riduzioni: che cosa sono e come si riconoscono

1. Ossidazioni e riduzioni: che cosa sono e come si riconoscono 1. Ossidazioni e riduzioni: che cosa sono e come si riconoscono Tutte le reazioni in cui si verifica un passaggio di elettroni da una specie chimica a un altra sono chiamate reazioni di ossido-riduzione

Dettagli

elettroni in transito

elettroni in transito L ELETTROCHIMICA: elettroni in transito Studia l interconversione tra l energia elettrica (E el = q ΔE) e l energia chimica (E chim = ΔG reaz ). Qualsiasi reazione di ossido-riduzione spontanea (ΔG reaz

Dettagli

Esercizi sull Elettrochimica

Esercizi sull Elettrochimica Insegnamento di Chimica Generale 083424 - CCS CHI e MAT Esercizi sull Elettrochimica Prof. Dipartimento CMIC Giulio Natta http://iscamap.chem.polimi.it/citterio/education/general-chemistry-exercises/ Es.

Dettagli

Esercitazioni numeriche di Chimica Generale e Inorganica. Ossido-Riduzioni

Esercitazioni numeriche di Chimica Generale e Inorganica. Ossido-Riduzioni Esercitazioni numeriche di Chimica Generale e Inorganica OssidoRiduzioni 1. Si completino e si conguaglino le seguenti reazioni che avvengono in soluzione acquosa acida. a)i 2 + H 2 S H + + I + S(s) b)ag

Dettagli

+ MnO 4 + 8H + 5Fe 3+ + Mn H 2 O

+ MnO 4 + 8H + 5Fe 3+ + Mn H 2 O Università degli Studi di Roma Tor Vergata, Facoltà di Scienze MFN Corso di Laurea Triennale in Chimica Applicata, Insegnamento di Chimica Generale Modulo di Stechiometria. AA 2008/2009. Prova scritta,

Dettagli

Corrosione e protezione dei metalli: introduzione

Corrosione e protezione dei metalli: introduzione Corrosione dei metalli - introduzione Bernhard Elsener Professore di Scienza dei Materiali Dipartimento di Chimica Inorganica ed Analitica Università degli Studi di Cagliari http://dipcia.unica.it/superf/

Dettagli

ESERCIZI DI RIEPILOGO GENERALE

ESERCIZI DI RIEPILOGO GENERALE ESERCIZI DI RIEPILOGO GENERALE 1) Scrivere le formule brute e le formule di Lewis per: ammoniaca; ione ammonio; ione solfato; ione bicarbonato; acido acetico; anidride solforosa. Dove necessario, indicare

Dettagli

Le celle elettrolitiche

Le celle elettrolitiche Elettrochimica L elettrochimica studia le variazioni chimiche prodotte dalla corrente elettrica e la produzione di elettricità ottenuta tramite reazioni chimiche. Le reazioni elettrochimiche implicano

Dettagli

Agente ossidante è la specie chimica che acquistando elettroni passa ad uno stato di ossidazione inferiore: Es. Ce +4 + e - Ce +3

Agente ossidante è la specie chimica che acquistando elettroni passa ad uno stato di ossidazione inferiore: Es. Ce +4 + e - Ce +3 OSSIDIMETRIA Titolazioni di ossidoriduzione. Principi: Ossidazione = perdita di elettroni Riduzione = acquisto di elettroni Reazione redox in generale Oss 1 + Rid 2 Rid 1 + Oss 2 Agente ossidante è la

Dettagli

La reazione da bilanciare è quindi: Cu + HNO 3 CuNO 3 + NO. Le due semireazioni da bilanciare saranno: HNO 3 NO (1) Cu CuNO 3 (2)

La reazione da bilanciare è quindi: Cu + HNO 3 CuNO 3 + NO. Le due semireazioni da bilanciare saranno: HNO 3 NO (1) Cu CuNO 3 (2) Introducendo rame metallico (Cu) in acido nitrico diluito (HNO 3 ) si forma nitrato di rame (CuNO 3 ) e gas ossido nitrico (NO). Scrivere l equazione chimica bilanciata della reazione. La reazione da bilanciare

Dettagli

Università di Catania Facoltà di Ingegneria CdL Ingegneria Recupero Edilizio Ambientale ESERCIZI DI CHIMICA. Prof. Antonino Mamo

Università di Catania Facoltà di Ingegneria CdL Ingegneria Recupero Edilizio Ambientale ESERCIZI DI CHIMICA. Prof. Antonino Mamo Università di Catania Facoltà di Ingegneria CdL Ingegneria Recupero Edilizio Ambientale ESERCIZI DI CHIMICA Prof. Antonino Mamo 1) Scrivere le formule di struttura dei seguenti sali: a) permanganato di

Dettagli

L elettrochimica all equilibrio

L elettrochimica all equilibrio L elettrochimica all equilibrio Aspetti generali Soluzioni non elettrolitiche Proprietà termodinamiche esprimibili in termini di potenziale chimico e attività Soluzioni elettrolitiche Ma: Proprietà termodinamiche

Dettagli

Esploriamo la chimica

Esploriamo la chimica 1 Valitutti, Tifi, Gentile Esploriamo la chimica Seconda edizione di Chimica: molecole in movimento Capitolo 18 Le ossido-riduzioni e l elettrochimica 1. Ossidazione e riduzione: che cosa sono e come si

Dettagli

ESERCIZI POTENZIOMETRIA

ESERCIZI POTENZIOMETRIA ESERCIZI POTENZIOMETRIA A. SPUNTI DI RIFLESSIONE 1. Quali sono i probabili fenomeni che permettono a un elettrodo al platino di assumere il potenziale di una soluzione contenente la coppia Fe 3+ /Fe 2+?

Dettagli

POLITECNICO DI MILANO ING. ENG-AER-MEC. Corso di Fondamenti di Chimica II Prova IN ITINERE- 13 Febbraio Compito A

POLITECNICO DI MILANO ING. ENG-AER-MEC. Corso di Fondamenti di Chimica II Prova IN ITINERE- 13 Febbraio Compito A POLITECNICO DI MILANO ING. ENG-AER-MEC. Corso di Fondamenti di Chimica II Prova IN ITINERE- 13 Febbraio 015. Compito A AVVERTENZE: scrivere le soluzioni sull apposito foglio che va completato con tutti

Dettagli

Chimica A.A. 2017/2018

Chimica A.A. 2017/2018 Chimica A.A. 2017/2018 INGEGNERIA BIOMEDICA Tutorato Lezione 9 Calcolare la solubilità molare del solfato di bario in una soluzione 0.020 M di solfato di sodio. Il prodotto di solubilità del solfato di

Dettagli

Studenti L-P(2017/18) L-O(2018/19) (Prof.Giuliano Moretti) Risultati della prova scritta del 15 febbraio 2019

Studenti L-P(2017/18) L-O(2018/19) (Prof.Giuliano Moretti) Risultati della prova scritta del 15 febbraio 2019 Studenti LP(2017/18) LO(2018/19) (Prof.Giuliano Moretti) Risultati della prova scritta del 15 febbraio 2019 La prova orale si svolgerà secondo il calendario riportato di seguito Presentarsi presso la stanza

Dettagli

NOTE DI ELETTROCHIMICA

NOTE DI ELETTROCHIMICA NOTE DI ELETTROCHIMICA 1. LE PILE O CELLE GALVANICHE La pila è un dispositivo mediante il quale è possibile trasformare l energia chimica che si libera nel corso di una reazione di ossidoriduzione in energia

Dettagli

POLITECNICO DI MILANO ING. ENG-AER-MEC. Corso di Fondamenti di Chimica II Prova IN ITINERE- 13 Febbraio Compito B

POLITECNICO DI MILANO ING. ENG-AER-MEC. Corso di Fondamenti di Chimica II Prova IN ITINERE- 13 Febbraio Compito B POLITECNICO DI MILANO ING. ENG-AER-MEC. Corso di Fondamenti di Chimica II Prova IN ITINERE- 13 Febbraio 2015. Compito B AVVERTENZE: scrivere le soluzioni sull apposito foglio che va completato con tutti

Dettagli

Reazioni ed Equazioni Chimiche. Coefficienti stechiometrici :

Reazioni ed Equazioni Chimiche. Coefficienti stechiometrici : Reazioni ed Equazioni Chimiche Reazione chimica Trasformazione di una o più sostanze (REAGENTI) in una o più sostanze (PRODOTTI) Equazioni chimiche Traduzione scritta delle reazioni chimiche Per scrivere

Dettagli

PILE R I + O II O I + R II. a R(I) a Ox(II) K * = a R(II) a Ox(I)

PILE R I + O II O I + R II. a R(I) a Ox(II) K * = a R(II) a Ox(I) PILE Una pila è un dispositivo mediante il quale è possibile trasformare l'energia liberata in una reazione chimica in lavoro elettrico. La reazione che si sfrutta è una reazione di ossidoriduzione: O

Dettagli

ESERCIZI AGGIUNTIVI DI FINE CAPITOLO

ESERCIZI AGGIUNTIVI DI FINE CAPITOLO Phelan, Pignocchino Le scienze naturali Le trasformazioni nella materia e nel corpo umano ESERCIZI AGGIUNTIVI DI FINE CAPITOLO Capitolo 1 La chimica in azione 1. In una reazione si consumano 500 ml di

Dettagli

ELETTROLISI TRASFORMAZIONE DI ENERGIA ELETTRICA IN ENERGIA CHIMICA

ELETTROLISI TRASFORMAZIONE DI ENERGIA ELETTRICA IN ENERGIA CHIMICA ELETTROLISI TRASFORMAZIONE DI ENERGIA ELETTRICA IN ENERGIA CHIMICA L elettrolisi è una reazione non spontanea ( G>0) di ossidoriduzione provocata dal passaggio di corrente tra due elettrodi immersi in

Dettagli

PILE R I + O II O I + R II. a R(I) a Ox(II) K * = a R(II) a Ox(I)

PILE R I + O II O I + R II. a R(I) a Ox(II) K * = a R(II) a Ox(I) PILE Una pila è un dispositivo mediante il quale è possibile trasformare l'energia liberata in una reazione chimica in lavoro elettrico. La reazione che si sfrutta è una reazione di ossidoriduzione: O

Dettagli

Elettrochimica. Uso di reazioni chimiche di ossidoriduzione spontanee per produrre. corrente elettrica. Si parla di PROCESSO ELETTROCHIMICO, e il

Elettrochimica. Uso di reazioni chimiche di ossidoriduzione spontanee per produrre. corrente elettrica. Si parla di PROCESSO ELETTROCHIMICO, e il Elettrochimica In generale, l elettrochimica focalizza l attenzione su Uso di reazioni chimiche di ossidoriduzione spontanee per produrre corrente elettrica. Si parla di PROCESSO ELETTROCHIMICO, e il sistema

Dettagli

È un processo non spontaneo. DG elettrolisi > 0 a spese del lavoro elettrico necessario per. avere il passaggio di corrente attraverso la soluzione

È un processo non spontaneo. DG elettrolisi > 0 a spese del lavoro elettrico necessario per. avere il passaggio di corrente attraverso la soluzione Elettrolisi: il complesso dei fenomeni che avvengono in una soluzione elettrolitica o in un elettrolita fuso al passaggio della corrente elettrica, di norma continua, e che realizzano la trasformazione

Dettagli

Esercizio 1) n.mol CH n.mol C 4 H 6 3 = Dalla prima equazione: n.mol CH 4 = n.mol C 4 H 6 4 sostituendo nella seconda equazione:

Esercizio 1) n.mol CH n.mol C 4 H 6 3 = Dalla prima equazione: n.mol CH 4 = n.mol C 4 H 6 4 sostituendo nella seconda equazione: Esercizio 1 L esercizio è una sorta di analisi indiretta. Le due singole reazioni bilanciate x CH 4 (g + 2.0 O 2(g 1 CO 2 (g + 2 H 2 O (l y C 4 H 6 (g + 5.5 O 2(g 4 CO 2 (g + 3 H 2 O (l Indico con x la

Dettagli

Chimica Fisica dei Materiali

Chimica Fisica dei Materiali Chimica Fisica dei Materiali Dr. Sergio Brutti Elettrochimica di base Cella elettrochimica Una cella elettrochimica è un dispositivo nel quale l energia elettrica è convertita in energia chimica (e viceversa)

Dettagli

D.C. Harris, Elementi di chimica analitica, Zanichelli Capitoli 13 e 14 1

D.C. Harris, Elementi di chimica analitica, Zanichelli Capitoli 13 e 14 1 D.C. Harris, Elementi di chimica analitica, Zanichelli Capitoli 13 e 14 1 La carica elettrica (q) si misura in coulomb (C). La carica di un singolo elettrone (o protone) è, in valore assoluto, 1.602 10-19

Dettagli

SOLUZIONI COMPITO A DI CHIMICA DEL

SOLUZIONI COMPITO A DI CHIMICA DEL SOLUZIONI COMPITO A DI CHIMICA DEL 18-07-12 1A) 1.3 kg di un campione solido contenente il 40% di permanganato di potassio, il 50% di dicromato di potassio e il 10% di impurezze vengono sciolti in una

Dettagli

ELETTROCHIMICA. Uso di reazioni chimiche per produrre corrente elettrica (Pile)

ELETTROCHIMICA. Uso di reazioni chimiche per produrre corrente elettrica (Pile) ELETTROCHIMICA Uso di reazioni chimiche per produrre corrente elettrica (Pile) Uso di forza elettromotrice (fem) esterna per forzare reazioni chimiche non spontanee (Elettrolisi) Coppia redox: Ossidazione

Dettagli

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Le ossidoriduzioni

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Le ossidoriduzioni Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Le ossidoriduzioni Luigi Galvani (1737 1798) Alessandro Volta (1745 1827) Walther H. Nernst (1864 1941) Alcune immagini sono state prese e modificate da Chimica

Dettagli

10/02/2019. L elettrochimica. Celle elettrochimiche

10/02/2019. L elettrochimica. Celle elettrochimiche L elettrochimica L elettrochimica nasce in Italia con Luigi Galvani ed Alessandro Volta. Volta, in particolare, fu l inventore della pila, un dispositivo capace di produrre corrente elettrica in seguito

Dettagli

Reazioni di ossido-riduzione

Reazioni di ossido-riduzione Reazioni di ossido-riduzione Le reazioni di ossidoriduzioni o redox sono reazioni nelle quali si ha variazione del numero di ossidazione (n. o.) di ioni o atomi. La specie chimica che si ossida cede elettroni

Dettagli