Chimie anorganică
Electrochimie
Pile galvanice, electroliza, legile lui Faraday, coroziunea și protecția metalelor.
Pile galvanice (celule voltaice)
Principiu: conversia energiei chimice (redox spontan) în energie electrică.
Elementele pilei:
- Anod (−): oxidare (pierdere de electroni) — metalul mai activ
- Catod (+): reducere (câștig de electroni) — metalul mai puțin activ
- Puntea de sare: asigură neutralitatea electrică (flux de ioni)
- Circuit extern: electronii circulă de la anod la catod
Pila Daniell (clasică):
- Anod: Zn | ZnSO₄ (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻)
- Catod: Cu | CuSO₄ (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu)
- Reacție globală: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
Potențialul standard de electrod (E°)
Seria activității metalelor (potențialele standard de reducere, față de electrodul standard de hidrogen):
| Metal | E° (V) | Tendință |
|---|---|---|
| Li | −3,04 | foarte activ (reducător puternic) |
| K | −2,92 | |
| Ca | −2,87 | |
| Na | −2,71 | |
| Mg | −2,36 | |
| Al | −1,66 | |
| Zn | −0,76 | |
| Fe | −0,44 | |
| Ni | −0,25 | |
| H₂ | 0,00 | (referință) |
| Cu | +0,34 | |
| Ag | +0,80 | |
| Au | +1,50 | puțin activ (reducător slab) |
Tensiunea electromotoare (FEM): $$E°{celulă} = E°{catod} - E°_{anod}$$
Dacă E°celulă > 0 → reacție spontană.
Electroliza
Principiu: conversia energiei electrice în energie chimică (reacție redox nespontană impusă).
Anod (conectat la + al sursei): oxidare
Catod (conectat la − al sursei): reducere
La electroliză anod = oxidare (+), catod = reducere (−) — invers față de pile!
Electroliza apei (cu acid diluat)
- Catod (−): 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂↑
- Anod (+): 2H₂O → O₂↑ + 4H⁺ + 4e⁻
- Raport volume: V(H₂) : V(O₂) = 2 : 1
Electroliza NaCl topit
- Catod: Na⁺ + e⁻ → Na (metal)
- Anod: 2Cl⁻ → Cl₂↑ + 2e⁻
Electroliza CuSO₄ (soluție apoasă, electrozi de Cu)
- Catod: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (se depune)
- Anod: Cu → Cu²⁺ + 2e⁻ (se dizolvă)
- Aplicație: rafinarea cuprului, galvanoplastia
Legile lui Faraday
Legea I: masa depusă la electrod este direct proporțională cu cantitatea de electricitate.
$$m = \frac{M \cdot I \cdot t}{n \cdot F}$$
unde:
- m = masa depusă [g]
- M = masa molară [g/mol]
- I = intensitatea curentului [A]
- t = timpul [s]
- n = numărul de electroni transferați per ion
- F = constanta lui Faraday = 96 485 C/mol ≈ 96 500 C/mol
Exemplu: Ce masă de Cu se depune prin electroliza CuSO₄ cu I=2A, t=1h?
- m = (64 × 2 × 3600) / (2 × 96500) = 460800/193000 ≈ 2,39 g
Legea II: la aceeași cantitate de electricitate, masele depuse sunt proporționale cu echivalenții electrochimici.
Coroziunea metalelor
Coroziunea electrochimică: procesul prin care metalele se oxidează în prezența electrolilților.
Mecanism: se formează micropile galvanice la suprafața metalului.
Factori favorizanți: umiditate, săruri, acizi, temperatură ridicată, contact cu alt metal.
Protecție anticorozivă
| Metodă | Principiu |
|---|---|
| Vopsire, acoperire cu plastic | barieră fizică |
| Acoperire cu metal mai puțin activ (Sn, Cr, Ni) | barieră — dacă se deteriorează, protecția dispare |
| Acoperire cu metal mai activ (Zn = galvanizare) | protecție catodică — Zn se oxidează preferențial |
| Protecție catodică (anod de sacrificiu) | Zn sau Mg conectat la structura de protejat |
| Pasivizare (Al, Cr, Ni) | strat de oxid impermeabil |
Oțelul galvanizat: acoperit cu Zn — chiar dacă stratul e zgâriat, Zn (mai activ) se oxidează preferențial și protejează Fe.
La examen
- La pile: anod = oxidare (−), catod = reducere (+); electronii circulă de la anod la catod
- La electroliză: anod = oxidare (+), catod = reducere (−)
- Faraday: m = M·I·t/(n·F) — atenție la unități (t în secunde!)
- Un Faraday (96500 C) corespunde unui mol de electroni
- Zincul protejează fierul prin protecție catodică (anod de sacrificiu)
- Seria activității: metalul cu E° mai mic este anod (se oxidează)