La f.e.m. di una cella elettrochimica dipende dalla natura dei reagenti e dei prodotti e dalla loro concentrazione. Poiché la f.e.m. è una misura della spontaneità della reazione la tensione diminuisce quando i reagenti si consumano e si formano i prodotti.
L’equazione che correla le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti, nota come equazione di Nernst, alla temperatura di 298 K, per una reazione di ossidoriduzione del tipo aA + bB → cC + dD è la seguente:
E = E° – 0.0257 / n log Q (1)
In cui E è il potenziale della cella in condizioni non standard, E° è il potenziale della cella in condizioni standard, n è il numero di elettroni scambiati e Q è dato da:
Q = [C]c[D]d/[A]a[B]b
Secondo la (1) E non è costante ma varia al variare delle concentrazioni e diminuisce a mano a mano che la reazione procede ovvero quando aumenta la concentrazione dei prodotti e diminuisce quella dei reagenti
All’equilibrio quando non variano ulteriormente le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti E = 0 e quindi:
0 = E° – 0.0257 / n log K
dove K è la costante di equilibrio.
Si ha quindi:
E° = 0.0257 /n log K
pertanto E° è correlata alla costante di equilibrio K.
Calcolo della tensione
Calcolare la tensione di una cella a 25°C in cui avviene la seguente reazione:
Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Sapendo che [H+] = 1.0 · 10-4 M , p H2 = 1.0 atm e che [Zn2+] = 1.5 M
I potenziali standard di riduzione sono:
2 H+ + 2e– ⇄ H2 E° = 0.0 V
Zn2+ + 2e– ⇄ Zn E° = – 0.76 V
Calcoliamo il potenziale della cella in condizioni standard considerando che per la semireazione di ossidazione dello zinco Zn ⇄ Zn2+ + 2e– il valore di E° è di + 0.76 V
Pertanto il potenziale della cella in condizioni standard vale E° = + 0.76 + 0.0 = + 0.76 V
Il numero di elettroni coinvolti n è pari a 2
Applichiamo la (1):
E = + 0.76 – 0.0257/2 log [Zn2+] p H2 / [H+]2
Sostituiamo i valori noti:
E = + 0.76 – 0.0257/2 ln 1.5 · 1.0/ 1.0 · 10-4 = 0.76 – 0.24 = 0.52 V
Calcolo della concentrazione
Una cella elettrochimica è costituita da due semicelle: in una semicella è presente un elettrodo di rame immerso in una soluzione di Cu(NO3)2 avente concentrazione 0.10 M. Nell’altra semicella è presente un elettrodo di argento immerso in una soluzioni in cui vi sono ioni Ag+ a concentrazione incognita. Calcolare [Ag+] sapendo che la f.e.m. della cella a 25°C vale 0.30 V
I potenziali standard di riduzione sono:
Cu2+ + 2 e– ⇄ Cu E° = + 0.337 V
Ag+ + 1 e– ⇄ Ag E° = + 0.7996 V
Calcoliamo il potenziale della cella in condizioni standard considerando che per la semireazione di ossidazione del rame Cu2+ + 2e– ⇄ Cu il valore di E° è di – 0.337 V
La reazione complessiva è quindi:
Cu + 2 Ag+ ⇄ Cu2+ + 2 Ag e il potenziale in condizioni standard vale E° = 0.7996 – 0.337 = 0.46 V
Il numero di elettroni coinvolti n è pari a 2
Applichiamo la (1):
E = E° – 0.0257/2 log [Cu2+]/[Ag+]2
Sostituiamo i valori noti:
0.30 = 0.46 – 0.0257/2 log 0.10/[Ag+]2
– 0.16 = – 0.0257/2 log 0.10/[Ag+]2
moltiplicando per -1
0.16 = 0.0257/2 log 0.10/[Ag+]2
Moltiplicando ambo i membri per 2 e dividendo per 0.0257 si ha:
12.4 = log 0.10/[Ag+]2
1012.4 = 2.8 ∙ 1012 = 0.10 / [Ag+]2
da cui
[Ag+] = √0.10/2.8 ∙1012 = 1.9 ∙10-7 M