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)
n = numero di elettroni trasferiti
G° = - n F E°
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
0,059
E = E° log Q
n
a 25°C
Zn(s)
MnO2 + NH4+ + e-
4 NH3 + Zn 2+
Zn2+ + 2 eMnO(OH) + NH3
Zn(NH3)42+
Pb(s) + SO42PbO2(s) + SO42- + 4 H+ + 2 e -
PbSO4(s) + 2 ePbSO4 (s) + 2 H2O