Calcolatore Potenziale di Cella

Calcola il potenziale standard di cella (E°cella), applica l’equazione di Nernst per condizioni non standard ed esplora la relazione tra potenziale di cella e termodinamica.

Modalità di Calcolo

Potenziale di Riduzione (E°rid) in V

Potenziale standard di riduzione per il catodo (semireazione di riduzione)

Potenziale di Ossidazione (E°ox) in V

Potenziale standard di riduzione per l’anodo (semireazione di ossidazione)

Elettroni Trasferiti (n)

Cos’è il Potenziale di Cella?

Il potenziale di cella (chiamato anche forza elettromotrice, FEM, o E°cella) è la misura della differenza di potenziale tra due semicelle in una cella elettrochimica. Rappresenta la forza motrice per il trasferimento di elettroni nelle reazioni redox e si misura in volt (V).

Calcolo del Potenziale Standard di Cella:

E°cella = E°catodo - E°anodo

E°cella = E°riduzione - E°ossidazione

E°catodo: Potenziale standard di riduzione dove avviene la riduzione (acquista elettroni)
E°anodo: Potenziale standard di riduzione dove avviene l’ossidazione (perde elettroni)
E°cella positivo: Reazione spontanea (cella galvanica/voltaica)
E°cella negativo: Reazione non spontanea (richiede energia esterna, cella elettrolitica)

L’Equazione di Nernst

L’equazione di Nernst permette di calcolare il potenziale di cella in condizioni non standard (quando le concentrazioni non sono 1 M, le pressioni non sono 1 atm o la temperatura non è 25°C).

E = E° - (RT/nF) ln(Q)

A 25°C (298,15 K), si semplifica in:

E = E° - (0,0592/n) log(Q)

Dove:

E: Potenziale di cella in condizioni non standard (V)
E°: Potenziale standard di cella (V)
R: Costante universale dei gas = 8,314 J/(mol·K)
T: Temperatura (K)
n: Numero di moli di elettroni trasferiti
F: Costante di Faraday = 96.485 C/mol
Q: Quoziente di reazione = [prodotti]/[reagenti]

Relazione con la Termodinamica

Il potenziale di cella è direttamente correlato all’energia libera di Gibbs e alla costante di equilibrio attraverso relazioni termodinamiche fondamentali.

Energia Libera di Gibbs

ΔG° = -nFE°

• E° > 0 → ΔG° < 0 (spontanea)
• E° < 0 → ΔG° > 0 (non spontanea)
• E° = 0 → ΔG° = 0 (equilibrio)

Costante di Equilibrio

E° = (RT/nF) ln(K)

A 25°C: E° = (0,0592/n) log(K)

• K grande → E° positivo grande
• K piccolo → E° negativo

Potenziali Standard di Riduzione Comuni (25°C)

I potenziali standard di riduzione (E°) sono misurati rispetto all’elettrodo standard a idrogeno (SHE), al quale è assegnato un valore di 0,00 V.

Semireazione (Riduzione)	E° (V)
F₂(g) + 2e⁻ → 2F⁻	+2,87
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O	+1,51
Au³⁺ + 3e⁻ → Au(s)	+1,50
Cl₂(g) + 2e⁻ → 2Cl⁻	+1,36
O₂(g) + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O	+1,23
Br₂(l) + 2e⁻ → 2Br⁻	+1,07
Ag⁺ + e⁻ → Ag(s)	+0,80
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺	+0,77
I₂(s) + 2e⁻ → 2I⁻	+0,54
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s)	+0,34
2H⁺ + 2e⁻ → H₂(g)	0,00
Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb(s)	-0,13
Sn²⁺ + 2e⁻ → Sn(s)	-0,14
Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni(s)	-0,25
Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe(s)	-0,44
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn(s)	-0,76
Al³⁺ + 3e⁻ → Al(s)	-1,66
Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg(s)	-2,37
Na⁺ + e⁻ → Na(s)	-2,71
Li⁺ + e⁻ → Li(s)	-3,05

Nota: Valori E° più positivi indicano agenti ossidanti più forti (migliori nell’acquisire elettroni). Valori E° più negativi indicano agenti riducenti più forti (migliori nel perdere elettroni).

Esempi di Calcolo

Esempio 1: Cella Galvanica Zinco-Argento

Reazione di cella: Zn(s) + 2Ag⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + 2Ag(s)

Semireazioni:

Catodo (riduzione): Ag⁺ + e⁻ → Ag, E° = +0,80 V
Anodo (ossidazione): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E° = -0,76 V

E°cella = E°catodo - E°anodo

E°cella = (+0,80) - (-0,76) = +1,56 V

Risultato: E°cella = +1,56 V (reazione spontanea, cella galvanica)

Esempio 2: Condizioni Non Standard

Dato: Stessa cella Zn-Ag a 25°C con [Zn²⁺] = 0,10 M e [Ag⁺] = 2,0 M

E° = 1,56 V, n = 2, Q = [Zn²⁺]/[Ag⁺]² = 0,10/(2,0)² = 0,025

E = E° - (0,0592/n) log(Q)

E = 1,56 - (0,0592/2) log(0,025)

E = 1,56 - (0,0296) × (-1,602)

E = 1,56 + 0,047 = 1,607 V

Risultato: E = 1,61 V (più alto dello standard a causa di bassa concentrazione di prodotti/alta di reagenti)

Esempio 3: Calcola E° da ΔG°

Dato: ΔG° = -301,3 kJ/mol per una reazione con n = 2

ΔG° = -nFE°

E° = -ΔG° / (nF)

E° = -(-301.300 J/mol) / (2 × 96.485 C/mol)

E° = 301.300 / 192.970 = 1,56 V

Risultato: E° = 1,56 V (positivo, confermando reazione spontanea)

Celle Galvaniche vs Elettrolitiche

Celle Galvaniche (Voltaiche)

E°cella: Positivo (+)
ΔG°: Negativo (-)
Natura: Spontanea
Funzione: Converte energia chimica in energia elettrica
Esempi: Batterie, celle a combustibile
Anodo: Elettrodo negativo
Catodo: Elettrodo positivo

Celle Elettrolitiche

E°cella: Negativo (-)
ΔG°: Positivo (+)
Natura: Non spontanea
Funzione: Converte energia elettrica in energia chimica
Esempi: Elettrolisi, galvanoplastica
Anodo: Elettrodo positivo
Catodo: Elettrodo negativo

Nota: Tutti i calcoli assumono condizioni ideali. Le celle elettrochimiche reali possono presentare fattori aggiuntivi come sovrapotenziale, resistenza interna, polarizzazione di concentrazione e potenziali di giunzione che possono influenzare il potenziale di cella misurato. I potenziali standard di riduzione sono misurati a 25°C (298,15 K), concentrazione 1 M e pressione 1 atm rispetto all’elettrodo standard a idrogeno (SHE).