Pe scurt
Electrochimia studiază relația dintre reacțiile chimice și fenomenele electrice, având aplicații esențiale în baterii, coroziune și sinteză industrială. În centrul teoriei stau reacțiile redox, în care electronii se transferă între specii chimice. Această lecție prezintă cele două tipuri principale de celule electrochimice – pilele galvanice (care produc curent electric) și celulele electrolitice (care consumă curent electric) – împreună cu instrumentele de calcul precum potențialele standard, ecuația Nernst și legile lui Faraday.
Reacții redox și potențiale de electrod
Reacțiile redox reprezintă fundamentul electrochimiei, implicând transferul de electroni între specii chimice. Potențialele standard de electrod se măsoară în raport cu electrodul standard de hidrogen (E° = 0 V) și reflectă tendința de reducere.
- De exemplu, pentru Zn²⁺/Zn, E° = −0,76 V, iar pentru Cu²⁺/Cu, E° = +0,34 V
- Semnul potențialului indică tendința de reducere
Pile electrochimice (celule galvanice)
O pilă electrochimică (cunoscută și ca celulă galvanică) produce curent electric printr-o reacție spontană.
- Anodul (−) – are loc oxidarea
- Catodul (+) – are loc reducerea
- Potențialul electromotor (E°celulă) se calculează prin diferența dintre potențialele standard ale electrozilor: E°celulă = E°catod − E°anod
Exemplul 1 – Pilă Daniell
Se construiește o pilă formată dintr-un electrod de zinc în soluție de ZnSO₄ 1 M și un electrod de cupru în CuSO₄ 1 M, unite printr-o punte sărată. Identificați anodul, catodul, reacțiile semi și calculați E°celulă.
- Zn are E° = –0,76 V, Cu are E° = +0,34 V
- Celula: Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu
- Anod (−, oxidare): Zn(s) → Zn²⁺ + 2e⁻
- Catod (+, reducere): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s)
- E°celulă = 0,34 V – (–0,76 V) = 1,10 V
- Sensul electronilor: de la Zn la Cu
Electroliza
Electroliza este un proces nesponțaneu, care consumă energie electrică pentru a provoca o reacție redox. În celula electrolitică:
- Anodul este polul (+)
- Catodul este polul (−)
Pentru a determina produsele la electrozi, se compară potențialele standard de reducere și, în soluții apoase, se ține cont de evoluția oxigenului sau hidrogenului.
Aplicații tipice
- Electroliza apei (produce H₂ la catod și O₂ la anod)
- Rafinarea cuprului
Legile lui Faraday
Legile lui Faraday leagă cantitatea de substanță transformată de sarcina electrică: m = (I · t · M) / (n · F)
- F ≈ 96485 C/mol (constanta Faraday)
- I = curent (A)
- t = timp (s)
- M = masa molară
- n = numărul de electroni transferați
Exemplul 2 – Electroliza apei
Printr-o soluție de H₂SO₄ diluat se trece un curent de 2 A timp de 30 min. Ce volume de gaze (c.n.) se obțin la fiecare electrod?
- La catod (−): 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻
- La anod (+): 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻
- Sarcina totală Q = I·t = 2 A · 1800 s = 3600 C
- Mol de electroni = Q/F = 3600/96485 ≈ 0,0373 mol
- Hidrogen: 0,0373/2 = 0,01865 mol H₂ → 0,418 L (c.n., 22,4 L/mol)
- Oxigen: 0,0373/4 = 0,009325 mol O₂ → 0,209 L
- Raport volumetric H₂:O₂ = 2:1
Ecuația Nernst
Ecuația Nernst permite calculul potențialului real al unui electrod în condiții ne-standard: E = E° + (RT/nF) · ln(Q)
- Q = raportul activităților (sau concentrațiilor)
- La temperatura camerei (298 K), ecuația se simplifică la: E = E° + (0,059/n) · log(Q) pentru concentrații
Acest instrument este esențial pentru calculul potențialelor în condiții ne-standard, utilizat în pilele reale.
Exemplul 3 – Calcul potențial cu Nernst
O pilă are electrozii Ag/Ag⁺ (0,01 M) și Cu/Cu²⁺ (0,1 M). Știind E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V, E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V, determinați Ecelulă la 25°C.
- Ag⁺/Ag (0,80 V) > Cu²⁺/Cu (0,34 V) → Ag⁺ va fi redus, Cu se oxidează
- Anod: Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
- Catod: Ag⁺ + e⁻ → Ag (înmulțim cu 2: 2Ag⁺ + 2e⁻ → 2Ag)
- E°celulă = E°catod − E°anod = 0,80 – 0,34 = 0,46 V
- Aplicăm Nernst pentru celulă: E = E° − (0,059/n) · log Q, unde n = 2, Q = [Cu²⁺]/[Ag⁺]² = (0,1)/(0,01)² = 0,1/0,0001 = 1000
- E = 0,46 − (0,059/2)· log(1000) = 0,46 − 0,0295·3 = 0,46 − 0,0885 = 0,3715 V
Concepte cheie
- Reacții redox: transfer de electroni între oxidant și reducător
- Pilă electrochimică (celulă galvanică): convertește energie chimică în electrică, anod (−), catod (+), E°celulă = E°catod − E°anod
- Electroliză: proces nesponțaneu, consumă energie electrică, anod (+), catod (−)
- Potențial standard de electrod: măsurat față de electrodul de hidrogen (E° = 0 V); semnul indică tendința de reducere
- Ecuația Nernst: E = E° + (0,059/n) · log(C) la 25°C pentru potențialul în condiții nestandard
- Legile lui Faraday: m = (I · t · M) / (n · F); cantitatea de substanță depusă/degajată este direct proporțională cu sarcina electrică
Verifică-te!
- Într-o pilă Daniell, care este semnul anodului și ce proces (oxidare sau reducere) are loc la acesta?
- Ce volum de hidrogen (c.n.) se obține la catod în urma electrolizei apei cu un curent de 1 A timp de 1 oră?
- Cum se modifică potențialul unei celule galvanice dacă se dublează concentrația ionilor la catod, conform ecuației Nernst?