Pe scurt
Electrochimia studiază procesele chimice care implică transfer de electroni, adică reacții de oxido-reducere (redox), și transformările dintre energia chimică și cea electrică. Există două direcții principale: conversia energiei chimice în energie electrică (pile electrochimice sau celule galvanice) și conversia energiei electrice în energie chimică (electroliza). Pentru Bacalaureat, se cer: calculul potențialelor pilelor, scrierea semireacțiilor, utilizarea seriei electrochimice, aplicarea legii lui Faraday și interpretarea diagramelor de electroliză.
Componentele unei celule electrochimice
O celulă electrochimică este formată din doi electrozi (anod și catod) scufundați în electroliți, conectați printr-un circuit extern și un pod de sare pentru a menține neutralitatea electrică.
- Anodul – electrodul la care are loc oxidarea (pierdere de electroni)
- Catodul – electrodul la care are loc reducerea (câștig de electroni)
- Podul de sare – menține neutralitatea electrică prin migrarea ionilor
Tipuri de procese electrochimice
Pile electrochimice (celule galvanice)
- Conversia energiei chimice în energie electrică
- Reacția este spontană (ΔG < 0)
- Exemplu: Pila Daniell – Calculul f.e.m. standard:
- Semireacția Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (E° = +0,34 V)
- Semireacția Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn (E° = –0,76 V)
- Catodul (reducere) este Cu, anodul (oxidare) este Zn
- E°celulă = E°catod – E°anod = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V
- Semireacții: anod: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻; catod: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
- Ecuația globală: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
Electroliza
- Conversia energiei electrice în energie chimică
- Reacția este forțată de o sursă externă de curent
- Exemplu: Electroliza apei (cu H₂SO₄ diluat) – Calculul volumelor de gaze degajate:
- Semireacții: catod (reducere): 2H⁺ + 2e⁻ → H₂; anod (oxidare): 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻
- Dacă se trece un curent de 2A timp de 10 minute
- Cantitatea de H₂ = (I·t)/(2·F) = (2·600)/(2·96485) = 0,00622 mol
- Volumul la c.n. = 0,00622 · 22,4 ≈ 0,139 L (139 mL)
- O₂ se degajă în cantitate pe jumătate (0,00311 mol, 69,7 mL)
Potențialul standard de electrod
Potențialul standard de electrod (E°) măsoară tendința unei specii chimice de a se reduce. Diferențele de potențial dintre două semireacții determină tensiunea (forța electromotoare, f.e.m.) a pilei.
- Formula de calcul: E°celulă = E°catod – E°anod
- Seria electrochimică – ordonează speciile după potențialul lor standard
Legea lui Faraday
Legea lui Faraday stabilește legătura dintre cantitatea de substanță transformată și sarcina electrică:
m = (M · I · t) / (n · F)
unde
- m = masa substanței transformate
- M = masa molară
- I = curentul electric
- t = timpul
- n = numărul de electroni transferați
- F = constanta lui Faraday (96485 C/mol)
Exemplu: Aplicarea legii lui Faraday la electroliza CuSO₄ – Catodul (de Cu) se depune cupru. Se electrolizează o soluție de CuSO₄ cu I=5A timp de 30 minute:
- Masa de Cu = (M·I·t)/(n·F) = (63,55 · 5 · 1800)/(2 · 96485) = 571950/192970 ≈ 2,965 g
- Explicație: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, deci n=2
- Se poate calcula și grosimea stratului dacă se cunoaște suprafața electrodului
Aplicații practice
- Pile electrochimice: pilele Volta, Daniell, bateriile Li-ion
- Electroliza: electroliza apei sau a clorurii de sodiu topite, galvanizarea și purificarea metalelor
Concepte cheie
- Reacții redox și semireacții (oxidare/reducere)
- Potențial standard de electrod (E°) și seria electrochimică
- Forța electromotoare a pilei (E°celulă = E°catod – E°anod)
- Legea lui Faraday (m = MIt/nF)
- Electroliza (descompunerea prin curent electric, aplicații: galvanizare, purificare)
- Pile galvanice (Volta, Daniell, baterii) vs. celule electrolitice
- Podul de sare și rolul său în menținerea neutralității
Verifică-te!
- Care sunt cele două tipuri principale de procese electrochimice și cum diferă ele din punct de vedere al spontaneității reacției?
- Cum se calculează forța electromotoare standard a unei pile electrochimice?
- Ce cantitate de cupru se depune la catod în urma electrolizei unei soluții de CuSO₄ cu un curent de 5A timp de 30 de minute?