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Chimica

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Tipologia: Appunti

2025/2026

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mat-bertini 🇮🇹

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REAZIONI REDOX PARTE 3
SISTEMA ELETTRCHIMICO: Nei sistemi elettrochimici con il passaggio di elettroni, mantenendo un
equilibrio calcoliamo l’energia elettrica
- Dobbiamo però avere sempre anodo e catodo che captano sempre la fuoriuscita di elettroni
- Ci che garantisce la conduzione è un ELETTROLITA
- Spesso è anche presente un SETTO POROSO o PONTE SALINO cioè una soluzione che serve a
separare le due soluzioni elettrolitiche differenziate e prevenire miscele. Inoltre, consente il
movimento di ioni per mantenere neutralità elettrica
- Un sistema elettrochimico, quindi, trasforma ENERGIA CHIMICA in ENERGIA ELETTRICA
SISTEMI ELETTROLITICI: ci sono
1) CELLE GALVANICHE: nel caso delle pile o elle galvaniche avviene una trasformazione da
ENERGIA CHIMICA a ENERGIA ELETTRICA e le reazioni redox avvengono in modo spontaneo
2) Ne è un esempio la PILA DANIEL
3) CELLE ELETTROLITICHE: trasformano energia ELETTRICA in CHIMICA
- Le reazioni redox avvengono grazie a una fonte esterna di corrente
pila Daniel: l’energia chimica può essere trasformata in elettrica SEPARANDO le reazioni di
riduzione e ossidazione
4) i metalli solidi sono connessi attraverso il circuito esterno e sono ELETTRODI
5) gli elettroni si muovono dall’anodo catodo
- Gli elettroni si muovono da anodo a catodo(scritto su foglio il sistema)
- Il potenziale di riduzione mostra che
a. E: potenziale di riduzione= - 0,76: Lo zinco ha maggiore tendenza ad ossidarsi
b. E: Cu = + 0,34: il rame ha maggiore tendenza a ridursi
Su foglio spigato come svolgere il calcolo riguardante lo spostamento di cationi e anioni e di
elettroni
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REAZIONI REDOX PARTE 3

 SISTEMA ELETTRCHIMICO: Nei sistemi elettrochimici con il passaggio di elettroni, mantenendo un equilibrio calcoliamo l’energia elettrica

  • Dobbiamo però avere sempre anodo e catodo che captano sempre la fuoriuscita di elettroni
  • Ci che garantisce la conduzione è un ELETTROLITA
  • Spesso è anche presente un SETTO POROSO o PONTE SALINO cioè una soluzione che serve a separare le due soluzioni elettrolitiche differenziate e prevenire miscele. Inoltre, consente il movimento di ioni per mantenere neutralità elettrica
  • Un sistema elettrochimico, quindi, trasforma ENERGIA CHIMICA in ENERGIA ELETTRICA  SISTEMI ELETTROLITICI: ci sono
    1. CELLE GALVANICHE: nel caso delle pile o elle galvaniche avviene una trasformazione da ENERGIA CHIMICA a ENERGIA ELETTRICA e le reazioni redox avvengono in modo spontaneo
    2. Ne è un esempio la PILA DANIEL
    3. CELLE ELETTROLITICHE: trasformano energia ELETTRICA in CHIMICA
  • Le reazioni redox avvengono grazie a una fonte esterna di corrente  pila Daniel : l’energia chimica può essere trasformata in elettrica SEPARANDO le reazioni di riduzione e ossidazione
    1. i metalli solidi sono connessi attraverso il circuito esterno e sono ELETTRODI
    2. gli elettroni si muovono dall’anodo  catodo
  • Gli elettroni si muovono da anodo a catodo(scritto su foglio il sistema)
  • Il potenziale di riduzione mostra che a. E: potenziale di riduzione= - 0,76: Lo zinco ha maggiore tendenza ad ossidarsi b. E: Cu = + 0,34: il rame ha maggiore tendenza a ridursi  Su foglio spigato come svolgere il calcolo riguardante lo spostamento di cationi e anioni e di elettroni

 FORZA ELETTROMOTRICCE: la differenza di energia potenziale sulla carica elettrica è chiamata DIFFERENZA DI POTENZIALE= tra due elettrodi si misura in VOLT

  • Un Volt è la differenza di potenziale necessaria per fornire l’energia di 1J a una carica di Coulomb 1V= 1J\C  La differenza di potenziale tra due elettrodi di una cella galvanica fornisce la forza motrice che spinge gli elettroni a spostarsi dall’anodo al catodo. Per questo la differenza di potenziale viene chiamata FORZA ELETTROMOTRICE (“che causa il movimento di elettroni” o FEM  Spiegazione: gli elettroni fluiscono dall’anodo a catodo di una cella galvanica a causa della differenza di energiadi potenziale: l’energia di potenziale infatti è maggiore nell’anodo rispetto al catodo e per questo tende a spostarsi in modo SPONTANEO ENERGIA LIBERA: è proporzionale allo spostamento della reazione: l’elettrone è il componente principale
    1. EQUAZIONE DI NERST:
    2. POTENZIALE DI GIUNZIONE  In condizioni standard ( 25 gradi e 1M di reagenti e prodotti in soluzione, 1 atm di pressione ) la FEM è detta FEM STANDARD o POTENZIALE DI CELLA STANDAR  Ciò significa che la differenza di potenziale tra CATODO e ANODO in condizioni standard è di 1,10 V
  • Il valore indica la tendenza della reazione redox a PROCEDERE SPONTANEAMENTE e più il valore è positivo più la reazione ha una spinta termodinaica
  • Dal punto di vista termodinamico la FEM(forza elettromotrice) è legata all’ENERGIA LIBERA standard
  • n = numero di elettroni trasferiti
  • F=costante di Faraday (quantità di carica elettrica trasportata da una mole di elettroni)
  • 1F= 96485= 96 485 J|V
  • Il valore POSITIVO DI E e NEGATIVO DI G indicano che la reazione è spontanea  NB: non più secondo le condizioni standard man mano che reagenti e prodotti reagiscono cambia la loro concentrazione. nel caso in cui E valesse 0 la pila sarebbe SCARICA : a questo punto le concentrazioni di reagenti e prodotti spengono di cambiare e rimangono in equilibrio Equazione di Ernst  L’equazione serve per calcolare la FEM in condizioni non standard

a. Abbiamo trovato potenziale di anodo e catodo b. Lo 0,0592 è la costante di Ernst (costante dei gas x T assoluta) c. Fai il calcolo tra Ni diluito = 1 x 10 ^- 3 Elettrolisi  l'elettrolisi trasforma ENERGIA ELETTRICA in energia CHIMICA , provocando una reazione di decomposizione in una sostanza

  • Permette di svolgere reazioni non spontanee: viene applicata energia elettrica per scomporre il cloruro di sodio nei suoi elementi 2NaCl-> 2Na + Cl 2 a. La cella elettrolitica è composta da due elettrodi immersi in sale fuso o una soluzione di HCl b. Una batteria agisce come pompa di elettroni estraendo gli elettroni da un elettrodo e spingendoli verso l’altro elettrodo c. In questo caso vengono INVERTITI I TERMINI: la barra con cariche negative= catodo mente la barra con cariche positive= anodo

 REAZIONE COMPLESSIVA: 2Cl(-) + 2H3O(aq)Cl2 + H2 + 2H2O a. L’ossidazione di Cl da parte di H3O non può avvenire se non viene fornita l’energia elettrica (l’elettrone è stato preso infatti da H3O e Cl si è ossidato) b. Il cloro non potrebbe trasformarsi in Cl2 da solo proprio perché serve energia elettrica c. Infatti il cloro ha un potenziale redox standard di + 1,36 V mentre quello dell’idrogeno è di 0.00 V: reagirebbe in realtà al contrario e, anziché diventare Cl2 diventerebbe Cl2 + H2 -> HCl liberando calore

  • Questo significa che il cloro tende a “prendere elettroni” dall’idrogeno , ossia ossidare H₂ formando HCl. Infatti il suo potenziale è maggiore e porta a favorire spontaneamente una reazione di ossidoriduzione in cui il cloro si riduce e l’idrogeno si ossida liberando energia d. Perché avviene il contrario? Il cloro si avvicina all’anodo( barra positiva) e perde elettroni che vengono attratti dall’anodo. Per questo rimane in forma instabile e tende ad accoppiarsi con altri Cl formando Cl e. L’energia fornita dal generatore sarà uguale o superiore all’energia necessaria per far procedere la reazione in senso inverso Equivalente elettrochimico  COSA è: un concetto che serve a collegare la quantità di sostanza chimica trasformata durante una reazione elettrochimica con la quantità di carica elettrica che passa nel circuito.  MOTIVO: Durante un’elettrolisi, gli elettroni vengono trasferiti da una specie chimica all’altra.
  • L’equivalente elettrochimico indica quanta sostanza (in grammi o moli) si forma o si consuma per ogni coulomb di carica elettrica che scorre.
    1. La MASSA EQUIVALENTE di una sostanza è la massa che reagisce o si deposita per il passaggio di UNA MOLE DI CARICHE ELEMENTARI (1 faraday) cioè per la quantità di elettricità pari a F= 96485  LEGGI DI FARADAY: le leggi di Faraday sostengono che
  1. La Quantità di SOSTANZA che reagisce agli elettrodi è DIRETTAMENTE PROPROZIONALE alla quantità di ELETTRICITà che passa nella cella elettrolitica
  2. Al passaggio di una stessa quantità di elettricità, le MASSE delle differenti sostanze che reagiscono sono DIRETTAMENTE PROPOZIONALI agli EQUIVALENTI ELETTROCHIMICI ( la massa che reagisce è direttamente proporzionale al rapporto che c’è tra la massa coinvolta e la carica a cui è sottoposta)  CALCOLO QUANTITATIVO: conoscendo CORRENTE TEMPO e NUMERO di elettroni coinvolti si può calcolare la quantità di sostanza prodotta e consumata  SENSORI PER ALTRI METABOLITI: i SENSORI REDOX per metaboliti come glucosio, acido lattico o colesterolo si basano su ENZIMI SPECIFIC che catalizzano l’ossidazione del substrato
  • In queste reazioni viene prodotto perossido di ossigeno
  • Il perossido viene ossidato e ridotto all’elettrodo generando una corrente proporzionale alla concertazione del metabolita
  • In questo modo il segnale elettrochimico traduce la quantità di glucosio, lattato o colesterolo presente nel campione.  ESEMPI BIOMEDICI
  1. CATABOLISMO ACIDI GRASSI E ZUCCHERI: atomi di carbonio vengono ossidati nel catabolismo, L’ossigeno è l’accettore finale di questi elettroni
  • Nel processo viene prodotta grande quantità di energia
  • Riduzione ossigeno: 6O 2 + 24H+24 e- - 12 H2O
  • Ossidazione carbonio C6H12O6 + 6H2O 6CO2 + 24 H + 24 e-