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LE PILE

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LE PILE

Le reazioni redox possono essere sfruttate per la produzione di energia se gli elettroni prodotti sono costretti ad attraversare un conduttore metallico esterno à l'energia chimica viene trasformata in energia elettrica. A questo scopo si utilizzano le celle elettrochimiche dette anche pile. Sono costituite da due semicelle separate ma collegate in modo che in una avvenga l'ossidazione e nell'altra la riduzione. Ognuna è formata da un elettrodo metallico immerso in una soluzione elettrolitica.

Pila Daniell, sfrutta la re 434h71e azione Zn+Cu (2+)àZn (2+)+Cu, è una redox spontanea, immersa in una soluzione di ZnSO4 1M per lo Zn e il CuSO4 1M per il Cu. Le due lamine sono elettrodi collegati mediante un conduttore e le due soluzioni mediante un ponte salino (tubo di vetro a forma di U con soluzione acquosa di KCl su una sostanza gelatinosa) e c'è uno strumento che misura il passaggio della corrente. Zn ossida rendendo disponibili 2 elettroni Zn àZn(2+)+2e, i quali pervengono all'elettrodo di rame che attrae ioni Cu (2+) riducendoli a rame metallico CU(2+)+2e àCu.Avremo dunque un eccesso di Zn(2+) a sx e troppi SO4(2-) a dx, ciò interromperebbe tutto se il ponte salino non cedesse gli ioni necessari. Anodo sarà l'elettrodo su cui avviene la reazione di ossidazione (polo negativo, perché fornisce elettroni), l'altro sarà il catodo, in cui avviene la riduzione (polo positivo perché attrae elettroni). Nella schematizzazione a sx c'è la coppia di ossidazione e a destra quella di riduzione.



-Zn/Zn(2+)//Cu(2+)/Cu+.

Forza elettromotrice, la differenza di potenziale tra le due lamine è 1,10 volt. Quanto più elevato è il valore della differenza di potenziale (d.d.p.) tanto più efficiente è la pila. In un circuito aperto questa è la forza elettromotrice (V). Diversi valori f.e.m. sono dovuti al fatto che gli ioni + hanno una diversa tendenza a ridursi rispetto allo stesso à potenziale di riduzione elettrochimico E e si misura in Volt, il suo valore assoluto non è determinabile in ogni elettrodo, ma si può misurare la differenza tra depotenziali. L'elettrodo di riferimento è quello a idrogeno (2H+ +2e àH2). Per ogni elettrodo si può determinare il potenziale di riduzione standard E0 riferito a una concentrazione 1M alla temperatura di 25°. Valori positivi di questo indicano che la tendenza a ridursi dello ione è maggiore di quella di H+, sennò viceversa. La f.e.m. viene ricavata dalla seguente relazione f.e.m =(E0+)-(E0-) e ne costituisce il voltaggio.1,10 V è chiamato potenziale di cella, se la concentrazione ionica non è 1M bisogna ricorrere a una relazione che ne tenga conto.

ELETTROLISI

Con le celle elettrolitiche sfruttiamo l'energia elettrica per ottenere reazioni redox non spontanee. Riguarda le trasformazioni chimiche che avvengono per opera del passaggio della corrente elettrica attraverso soluzioni elettrolitiche o elettroliti fusi. I due elettrodi (metallo o grafite)sono immersi nella soluzione e tra i due è stata applicata una differenza di potenziale. Gli ioni sono liberi di muoversi e si dirigono quelli positivi verso l'elettrodo negativo e quelli negativi verso quello positivo. Essi si scaricano e gli ioni positivi  (cationi) si riducono acquistando elettroni dal catodo (-), mentre gli ioni negativi (anioni) ossidano cedendo elettroni all'anodo(+). Avvengono due semireazioni che nel complesso costituiscono una redox che può essere riattivata nel senso opposto per mezzo di una pila. Al catodo avviene sempre la riduzione (che può interessare anche le molecole neutre del solvente, convertite in anioni)e all'anodo l'ossidazione (viceversa). A ogni elettrodo avviene sempre per primo il processo che comporta il consumo più basso di energia.




Elettrolisi del cloruro di sodio fuso, l'elettrolita è l'NaCl fuso. Reazioni: Catodo(-) 2Na+ +2e à2Na; Anodo(+) 2Cl-àCl2 + 2e.

Elettrolisi dell'acqua, l'acqua viene leggermente acidulata con una piccola quantità di H2SO4 così conduce. Il tutto si esegue con il voltametro. Nessuna delle specie chimiche presenti raggiunge il potenziale di scarica dunque si verificano solo: Catodo 4H2O + 4e à 4OH- +2H2; Anodo 6H2O à 4H3O+O2+ 4e. Considerando la migrazione degli ioni H3O+ e OH- avremo 2H2O à2H2+ O2 per ottenere H e O puri.

Aspetti quantitativi, c'è un rapporto determinato tra qualità di corrente erogata e quantità di sostanza depositata o sviluppata. C'è uno scambio ben definito di elettroni àproporzionalità diretta tra specie che reagisce e elettrodo. Legge di Faraday "le quantità di specie chimiche trasformate agli elettrodi sono proporzionali alla quantità di corrente elettrica che ha attraversato la cella elettrolitica".







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