PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES

Presentación del tema: "PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES"— Transcripción de la presentación:

1 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
C) Elèctrodes: Elèctrode metàl·lic: El mateix metall fa d'elèctrode. És el cas de la làmina de Zn i de Cu de la pila Daniell. C) Electrodes: Electrode metàl·lic: Electrode inert: Electrode de gasos:

2 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
C) Elèctrodes: 2. Elèctrode inert: Es tracta d’un elèctrode format per un element conductor però que no participa de la reacció redox, és a dir, inert com el Platí o el grafit. S’utilitza quan tenim una reacció redox en dissolució. La dissolució conté ions d’un mateix element en diferents estats d’oxidació. Per exemple ions Fe2+ i Fe 3+. oxidació Fe2+(aq) Fe3+(aq) + 1e- Notació Pt Fe 2+ (aq), Fe 3+ (aq) reducció Fe3+(aq) + 1e Fe2+(aq) Notació Fe 3+ (aq), Fe 2+ (aq) Pt

3 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
C) Elèctrodes: 3. Elèctrode de gasos: Són formats per un metall inert, com ara el Pt, en contacte amb el gas d’un element no metàl·lic i la dissolució de l’anió corresponent. L'elèctrode de clor n’és un exemple. Exemple: oxidació 2Cl- (aq) Cl2(g) + 2e- Notació Pt 2 Cl1-(aq), Cl2 (g) reducció Cl2 (g) + 2e Cl- (aq) Notació Cl2 (g) 2 Cl1-(aq) Pt

4 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
DIAGRAMA DE PILA: ÀNODE CÀTODE 1r s’escriu l’espècie que s’oxida a l’ànode. S’indica l’estat físic de les espècies. Si l’estat físic de les espècies és el mateix se separen per una coma. Si l’estat físic de les espècies és diferent se separen per una barra. Si es tracta d’un gas o d’una dissolució se n’especifica entre parèntesi la pressió i la molaritat respectivament. 1r s’escriu l’espècie que es redueix al càtode (excepte si es tracta de gasos)

5 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
DIAGRAMA DE PILA: ÀNODE CÀTODE Exemples: Reacció redox entre clor i cadmi. (-) Ànode (oxidació): Cd Cd e- (+) Càtode (reducció): Cl e Cl- 2. Reacció de la pila Daniell. Cd(s) / Cd2+ (aq) (molaritat) // Cl- (aq) (molaritat) / Cl2 (g) (pressió) (Pt) Zn(s) / Zn2+ (aq) (1 M) // Cu2+(aq) (1 M) / Cu(s)

6 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
FORÇA ELECTROMOTRIU D’UNA PILA. Està relacionada amb l’energia que subministra una pila (f.e.m.). Es mesura amb Volts (V) i es representa amb una e. La fem depèn de les espècies que reaccionen i del les concentracions, pressions i temperatura del sistema. Per conveni definim la fem normal o estàndard com la diferència de potencial que es crea entre els elèctrodes d’una pila a: - Tª 25 ºC - [espècies]= 1M - Pgasos= 1atm eºpila = e ºcàtode - eº ànode

7 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
Potencial de reducció Indica la tendència d’una espècie a reduir-se. S’utilitza com electròde de referència l’elèctrode d’hidrogen. eº (H+/H2) = 0 (-) Ànode (oxidació) H H+ + 2e- eº=0 (+) Càtode (reducció) 2H+ + 2e H eº=0 Per tal de determinar els potencials de reducció de totes les espècies muntarem una pila amb l’elèctrode de referència i l’altre elèctrode serà l’altre espècie.

8 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
POTENCIALES DE REDUCCIÓN Electrodo Proceso catódico de reducción Eo(volt) Li+|Li Li + e- = Li -3,045 K+|K K+ + e- = K -2,925 Ca2+|Ca Ca2+ + 2e- = Ca -2,866 Na+|Na Na+ + e- = Na -2,714 Mg2+|Mg Mg2+ + 2e- = Mg -2,363 Al3+|Al Al3+ + 3e- = Al -1,662 Mn2+|Mn Mn2+ + 2e- = Mn -1,179 OH-|H2 (Pt) 2H20 + 2e- = H2 + 2OH- -0,828 Zn2+|Zn Zn2+ + 2e- = Zn -0,763 S2-|S (Pt) S + 2e- = S2- -0,479 Fe2+|Fe Fe2+ + 2e- = Fe -0,44 Cr3+,Cr2+ | Pt Cr3+ + e- = Cr2+ -0,408 Cd2+|Cd Cd2+ + 2e- = Cd -0,403 Tl+|Tl Tl+ + e- = Tl -0,336 Co2+|Co Co2+ + 2e- = Co -0,277 Ni2+|Ni Ni2+ + 2e- = Ni -0,25 Sn2+|Sn Sn2+ + 2e- = Sn -0,136 Pb2+|Pb Pb2+ + 2e- = Pb -0,126 Fe3+|Fe Fe3+ + 3e- = Fe -0,037 H+|H2 (Pt) 2H+ + 2e- = H2 Sn4+,Sn2+|Pt Sn4+ + 2e- = Sn2+ 0,15 Cu2+,Cu+|Pt Cu2+ + e- = Cu+ 0,153 Cu2+|Cu Cu2+ + 2e- = Cu 0,336 OH-|O2 (Pt) O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- 0,401 Cu+|Cu Cu+ + e- = Cu 0,52 I-|I2 (Pt) I2 + 2e- = 2I- 0,535 Fe3+, Fe2+|Pt Fe3+ + e- = Fe2+ 0,77 Hg22+|Hg Hg e- = 2Hg 0,788 Ag+|Ag Ag+ + e- = Ag 0,799 Hg2+|Hg Hg2+ + 2e- = Hg 0,854 Hg2+, Hg22+| Pt 2Hg2+ + 2e- = Hg22+ 0,919 Br-|Br2 (Pt) Br2 + 2e- = 2Br- 1,066 H+|O2 (Pt) O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O 1,229 Tl3+,Tl+ | Pt Tl3+ + 2e- = Tl+ 1,252 Cr2O72-, H+,Cr3+ | Pt Cr2O H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 1,333 Cl- |Cl2 (Pt) Cl2 + 2e- = 2Cl- 1,359 Au3+|Au Au3+ + 3e- = Au 1,497 MnO4- , H+, Mn2+|Pt MnO4- +8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O 1,507 Au+|Au Au+ + e- = Au 1,691 Pb4+, Pb2+|Pt Pb4+ + 2e- = Pb2+ 1,693 Co3+, Co2+|Pt Co3+ + e- = Co2+ 1,808 F- | F2 (Pt) F2 + 2e- = 2F- 2,865

9 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
IMPORTANT: TOTS ELS POTENCIALS ES DONEN COM A POTENCIALS DE REDUCCIÓ. Si volem obtenir el potencial d’oxidació només hem de canviar-li el signe. Com més gran (MÉS POSITIU) és el POTENCIAL DE REDUCCIÓ més tendència té l’espècie a REDUIR-SE, és a dir, guanyar electrons. OXIDA als altres és un agent OXIDANT. (oxigen, fluor...) Com més petit (MÉS NEGATIU) és el POTENCIAL DE REDUCCIÓ més tendència té l’espècie a OXIDAR-SE, és a dir, perdre electrons. REDUEIX als altres, és un agent REDUCTOR. (liti, sodi...)

10 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
UNA REACCIÓ REDOX ÉS ESPONTÀNIA SI LA FORÇA ELECTROMOTRIU DE LA PILA QUE PUC CONSTRUIR AMB ELS PARELLS REDOX ÉS POSITIVA (+). UNA REACCIÓ ESPONTÀNIA HAVIA DE TENIR UNA DGº < 0. Per tant, hi ha d’haver una relació entre DGº i e. La relació és: DGº = - n · F · eº DGº : Variació d’energia de Gibbs estàndard (J) n: nº de mols d’electrons transferits (un cop igualada la reacció). F: constant de Faraday (és la càrrega d’un mol d’electrons) Coulombs eº: fem de la pila (V)

11 PILES O CEL·LES GALVÀNIQUES
UNA REACCIÓ REDOX ÉS ESPONTÀNIA SI LA FORÇA ELECTROMOTRIU DE LA PILA QUE PUC CONSTRUIR AMB ELS PARELLS REDOX ÉS POSITIVA (+). UNA REACCIÓ ESPONTÀNIA HAVIA DE TENIR UNA DGº < 0. Per tant, hi ha d’haver una relació entre DGº i e. La relació és: DGº = - n · F · eº DGº : Variació d’energia de Gibbs estàndard (J) n: nº de mols d’electrons transferits (un cop igualada la reacció). F: constant de Faraday (és la càrrega d’un mol d’electrons) Coulombs eº: fem de la pila (V)

12 PILES DE COMBUSTIBLE