PROGRAMMA di CHIMICA GENERALE

(in questa sezione saranno esposti i principali argomenti del programma ricordando che per avere una visione maggiormente dettagliata del corso è consigliabile studiare sui libri di testo opportuni)

Elementi, composti, miscele. Metalli e non metalli Ossidi, idrossidi, acidi, basi, sali. Grandezza e massa degli atomi. Pesi atomici e molecolari. Mole. Numero di Avogadro. Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche. Struttura dell’atomo. Numero atomico e numero di massa. Isotopi. Difetto di massa. L’atomo di Bohr. Quantizzazione dell’energia. L’equazione d’onda. Orbitali. Configurazioni elettroniche. Il sistema periodico. Legame ionico. Legame covalente. Legame covalente polare. Regole dell’ottetto. Strutture di Lewis. Legame coordinativo. Legame di idrogeno. Cenni sugli orbitali molecolari. Struttura di alcune molecole. Paramagnetismo dell’ossigeno. Proprietà e leggi dei gas. L’equazione dei gas perfetti. La costante R. Gas reali. L’aria e la sua composizione. La materia allo stato liquido. Le soluzioni. Legge di Raoult. Proprietà colligative. Reazioni di ossidoriduzione. Numero di ossidazione. L’equivalente redox. Titolazioni ossidimetriche.
Cenni di cinetica. L’equilibrio chimico. La costante di equilibrio (Ke). Spostamento dell’equilibrio. Gli equilibri in soluzione acquosa. Dissociazione elettrolitica dell’acqua. Prodotto ionico. pH. Forza degli acidi e delle basi. Soluzioni tampone. Idrolisi. Acidi e basi secondo Broensted e Lewis. L’equivalente acido-base. Titolazioni acidimetriche e relative curve. Gli indicatori. Elettrochimica. Serie elettrochimica. Pile. Calcolo della Ke da misure elettrochimiche. L’elettrolisi. Leggi della termodinamica. Funzioni di stato. Relazioni con la Ke.
Variazione della Ke con la temperatura.

(tratto dall'Università degli studi di Milano - www.unimi.it )

CHIMICA GENERALE

ELEMENTI e COMPOSTI:

Gli elementiàatomi dello stesso tipo

I compostiàatomi diversi (formule)

La molecolaàpiccolo composto

L'atomoàmantiene inalterate le qualità della sostanza

Gli ELEMENTI e i COMPOSTI sono degli individui chimici e se mescolati tra loroàMISCELA nella quale gli individui chimici mantengono le qualità e possono essere separati fisicamente.

La TAVOLA PERIODICA: presenta metalli, non metalli e semimetalli. I periodi variano le proprietà, i gruppi hanno caratteristiche chimiche analoghe.

I metalli: proprietà chimico – fisiche

-         conduttori

-         potere riflettente

-         lucentezza metallica

-         malleabili e duttili

-         solidi a temperatura ambiente (tranne il Hg)

-         se esposti a radiazioni emettono e-

-         perdono e- e passano ad uno stato ossidato

I non metalli:

-         cattivi conduttori

-         isolanti

-         non riflettono la luce

-         a T ambiente sono gas, liquidi o solidi

-         fragili

-         non hanno effetto fotoelettrico o termoelettrico

-         i non metalli acquistano e- e si riducono

La capacità che ha un atomo di combinarsi è detta VALENZA (quanto vale un atomo rispetto all'H)

La valenza del composto minore prende il suffisso –OSO, viceversa –ICO.

COMPOSTI INORGANICI:

-         ossidi

-         idrossidi

-         acidi

-         sali

I metalli e i non-metalli reagiscono con l'O₂àOSSIDI BASICI

Gli ossidi basici reagiscono con l'H₂OàIDROSSIDI o BASI

Le basi si dissociano in H₂O in cationi + OH^-

I non metalli reagiscono con l'O₂àOSSIDI ACIDI o ANIDRIDI

Le anidridi reagiscono con H₂OàACIDI

Gli IDRACIDI hanno solo H e non O₂ e sono (HF, HCl, HI, HBr, HCn, H₂S)

Gli ossiacidi e gli idracidi reagiscono con le basiàSALI

Per la nomenclatura dei sali:

-         se l'acido termina in ICOà      ATO

-         "        "          "       " OSOà      ITO

-         "        "          "       " IDRICOàURO

Gli acidi possono essere MONOPROTICI, BI-TRI-POLIPROTICI a seconda del numero di protoni (H⁺)

I prodotti si formano in base al reagente in difetto.

ATOMOàentità piccolissima: 1.673*10^-24gàmassa dell'H (gli altri atomi sono 200 volte maggiore)

L'atomo è formato da PROTONI, NEUTRONI ed ELETTRONI.

La massa del protone è 1.67326*10^-24g e quella dell'e- è 1836 volte + piccola (1.6*10^-19 Coulomb).

Numero atomico (Z): numero di protoni nel nucleo di un atomo e si scrive in basso a sinistra

Numero di massa (A): somma di protoni e neutroni.

Isotopi: atomi con numero di neutroni diverso ma = n° atomico.

Nucleide: non ha isotopi.

Peso atomico relativo: massa di un atomo in confronto con una presa di riferimenti (H) ma ora si usa il C12(abbreviazione dell'isotopo 12 del Carbonio)à1.66*10^-24g = u.m.a.

Numero di Avogadro: numero di atomi (6.02*10²³) presenti = 1MOLE

Peso molecolare: somma dei pesi atomici.

N° moli=g/P.M.

g=n°moli*P.M.

L'ATOMO: da BOHR all'ORBITALE:

Un fotone è l'energia rilasciata da un e- quando passa da un livello energetico + alto ad uno + basso.

E = h * v   (v = c/l)à E = h * c/l

Dove h = costante di PLANCK (6.63*10^-34 J*s)

         c = velocità della luce

Nell'interazione con la materia emerge l'aspetto corpuscolare della luce mentre nell'aggiramento di piccoli ostacoli emerge il comportamento ondulatorio.

1913 BOHR analizzo ad uno spettroscopio scoprì delle righe emesse dall'atomo di H. L'emissione della luce degli atomi doveva avere a che fare con gli elettroni orbitanti intorno al nucleo come pianeti al sole. Compivano cioè delle orbite circolariàlivelli di energia.

I livelli di energia delle orbite che un e- può raggiungere si ricavano dalla seguente formula:

E = - B/n²

Dove B = costante (2.18*10^-18 J che diviso per la carica dell'e- di 1.6*10^-19 C à -13.6eV)

         n = numero quantico principale

-         DEatomo = E livello prima del salto – E livello dopo il salto = hv frequenza del fotone emesso

Per calcolare la lunghezza d'onda del fotone: E=h*(c/l)àl=(h*c)/E

Secondo DE BROGLIEàa ciascun corpo in movimento è associata una lunghezza d'onda:

l = h/mv

h = costante di Planck

m= massa del corpo

v= velocità del corpo

Utilizzando come fenditura la distanza fra due atomi in una struttura cristallina venne evidenziata la natura ondulatoria dell'elettrone.

Principio di indeterminazioneài fotoni che colpiscono l'elettrone fungono da proiettile e lo sbalzano dappertutto e da qui nasce l'impossibilità di osservare la traiettoria dell'elettrone da spettatori neutrali. Non si può conoscere nello stesso momento dove si trova un elettrone e come si stia muovendo.

Perché l'elettrone non cade sul nucleo? Perché avvicinandosi al nucleo assumerebbe una posizione determinata e per il principio di indeterminazione assumerebbe una velocità indeterminata entro limiti molto ampi (Dv). L'energia cinetica ( ½ mDv2) aumenterebbe da vincere l'attrazione elettrostatica che tenta di schiacciare l'elettrone sul protone. Se non intervengono fattori esterni, l'atomo conserva la sua stabilità per molto tempo.

L'equazione d'onda e l'orbitale:

Le informazioni sull'elettrone si ottengono mediante funzioni d'onda (y). Facendo il quadrato di tali funzioni si ha la probabilità di trovare l'elettrone in tutte le zone intorno al nucleo. Queste zone sono chiamate orbitali. Siccome lo spazio intorno al nucleo è tridimensionale allora ogni elettrone ha 3 numeri quantici. Anche se sono 4:

-         numero quantico nàgrandezza dell'orbitale e i livelli di energia (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9…)

-         numero quantico làforma dell'orbitale (valori da 0 a n-1)

-         numero quantico màorientazione dell'orbita nello spazio (valori da –l a +l)

-         numero quantico msàspin dell'elettrone (valori da – ½ a + ½)

Il principio di esclusione di Paulià

-         ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni di spin opposti

-         si occupano prima gli orbitali a + bassa energia e poi a energia superiore

-         se ci sono + orbitali della stessa energia gli e- li occupano prima tutti e poi si accoppiano.

1sà2sà2pà3sà3pà4sà3dà4pà5sà4dà5pà6sà4fà5dà6pà7sà5fà6dà7p

I gas nobili hanno raggiunto l'ottetto e sono stabili mentre tutti gli altri atomi tendono a raggiungere la stabilità cedendo o acquistando elettroni.

Struttura di Lewisàrappresentare la configurazione elettronica degli orbitali esterni.

Affinità elettronicaàl'energia ceduta quando un atomo neutro si trasforma in ione (-) acquistando elettroni e riducendosi.

-         energia reticolare: gli ioni si trasformano in reticolo cristallino che si sviluppa energia che bilancia quella spesa

-         energia di atomizzazione: da struttura metallica a atomo

-         energia di ionizzazione: da atomo neutro a ione

-         energia di dissociazione: da una molecola biatomica ad un atomo

-         energia di affinità elettronica: quando un atomo acquista un elettrone

LEGAMIà

-     ionicoà2 o + atomi si legano acquistando e cedendo elettroni

-         covalenteà2 o + atomi mettono in compartecipazione i propri elettroni

-         idrogenoàsi formano ponti H soprattutto nell'H₂O e si instaura una struttura dipolo – dipolo

-         coordinativo o covalente dativoàspecificare chi mette in compartecipazione gli e-

ELETTRONEGATIVITA': capacità di attirare verso di sé il doppietto di legame. Si riferisce all'atomo che fa parte di un legame e dipende dalla configurazione elettronica.

Pressioneà P = forza per unità di superficieà PASCAL (Pa)

1 Paà pressione esercitata dalla forza di 1N/1m2 = 10(5)dine

atmosfera = 101.325 Pa àforza su 1cm² esercitata da una colonna di Hg alta 76cm a 0°C slm.

1atm = 760mmHg = 760torr

1mmHg = 1/760atm = 101.325/760 = 133.3 Pa

Volumeà V = m³

1m³ = 1.000dm³ = 1.000 litri

Legge di BOYLE: relazione tra P e V a T = K. A temperatura costante il prodotto P*V di una certa massa di gas è costante.

P1*V1 = V2*P2àcostanteàP1/P2 = V2/V1 (i volumi sono inversamente proporzionali alle P)

Leggi di CHARLES e GAY LUSSAC:

1)      a P = K la variazione di volume che subisce una massa di gas è per ogni grado di temperatura pari a 1/273 del volume.

P = KàVt = Vto + 1/273Vto*tàVt=Vto(1+t/273)àVt=Vto[(273+t)/273]. t+273=T (Kelvin)

2)      a V = K, la P è direttamente proporzionale alla temperatura un gas è in condizioni normali. (1atm e 0°C)

Legge generale dei GASà (P1*V1)/T1=(P2*V2)/T2 = K

Volumi uguali di gas diversiàstesso numero di molecole nelle stesse condizioni di T e P.

1 mole di H₂ = 2g H₂ = 6.02*10²³molecole

1 mole di O₂ = 32gO₂=   "         "           "

1 mole di CO₂=44gCO₂="        "            "

1 mole di qls gas occupa lo stesso volume di 22,414 litri.

(P*V)/T = R (costante universale dei gas)

P*V = R*T (1 mole)

P*V = nR*T(n moli)àequazione dei gas perfetti

R = (P*V)/nT

Il valore di R dipende dalle unità di misura usate per P e V riferendosi a 1 mole in c.n.(condizioni  normali).

I gas hanno densità più basse dei liquidi e solidi e varia a seconda della temperatura e pressione:

d = m/V àgr/ml

m = d*V

V = m/d

La pressione parziale di un campione A è la pressione che il gas eserciterebbe se occupasse da solo  l'intero volume. La pressione totale è la somma delle pressioni parziali.

V= volume del recipiente – volume delle molecole.

La somma della c è = 1

MOLARITA'àM = n° di moli di soluto in 1 litro di solvente

NORMALITA'àN = n° di equivalenti (moli) di soluto in 1 litro di soluzione

MOLALITA'àm = n° di moli di soluto in 1.000 gr di solvente

% PESOà gr di soluto in 100 gr di soluzione

c frazione molare di Aà moliA/moli totali

% VOLUMEàlitri di soluzione in 100 litri di soluzione

Soluzioni che contengono una quantità nota di soluto si dicono a TITOLO NOTO o SOLUZIONI TITOLATE e si usano per le titolazioni-->metodi di analisi che determinano la quantità incognità (acido) con una (base) di cui si conosca il titolo e il volume impiegato.

Il punto di equivalenzaàn°base=n°equivalenti di acido.

Si utilizzano gli indicatori che cambiano colore a seconda che l'ambiente sia acido o basico.

TITOLAZIONE ACIDOMETRICAàtra acido e base, è una misura quantitativa che permette di calcolare il contenuto incognito di acido titolato con base neutra. Sono chiamate ANALISI VOLUMETRICHE.

Alcune proprietà delle soluzioni che dipendono dal numero di ioni e non dalla specie chimicaàproprietà colligative:

1)      abbassa,mento tensione di vapore di una soluzione rispetto al solvente puro

2)      abbassamento del punto di congelamento di una "       "        "      "           "

3)      innalzamento della temperatura di ebollizione  "       "       "      "           "

4)      pressione osmotica

Si stabilisce un equilibrio tra le molecole che evaporano e quelle  che condensanoàla pressione esercitata dal vapore sul liquido si chiama TENSIONE DI VAPORE e varia con la temperatura.

Un liquida bolle quando la tensione di vapore è = pressione esterna un solutoà minor tensione di vapore, minor congelamento e maggior ebollizione.

Soluzioni MOLALI nello stesso solvente, presentano lo stesso minor tensione di vapore, congelamento e maggior ebollizione.

Costante crioscopica molaleàabbassamento punto di congelamento di soluzione se ho 1 mole di soluto in 1000gr di solvente.

Costante ebulioscopica molaleàquanto si innalza la temperatura di una ebollizione di una soluzione (rispetto al solvente puro), quanto contiene 1 mole in 1000 gr di solvente.

Kcr = 1.86àin 1000gr di H₂O c'è una mole di soluto e la soluzione congela a (0-1.86)=-1.86°C

Dt = differenza di temperatura

i = coefficiente di Van 't'Hoff e dipende dalla specie chimica, dal numero di particelle in cui si dissocia l'elettrolita. NaClèi=2 (Na⁺ e Cl^-).

OSMOLARITA'ànumero complessivo di particelle che provengono dalla dissociazione di un'elettrolita. OSM = M * i

LA VELOCITA' DI REAZIONE:

Durante una reazione chimica la velocità non è costante perché è + veloce all'inizio e diminuisce alla fine.

Perchè avvenga una reazione sono necessarie 3 condizioni:

1)      certo numero di urti

2)      orientazione appropriata

3)      energia sufficiente alla trasformazione.

Per favorire l'incremento di questi fattori e far si che la reazione avvenga + facilmente occorre:

-         aumentare la concentrazione e la temperatura per ottenere così una maggior frequenza negli urti;

-         il disordine favorisce la reazione quindi è + facile che avvengano urti fra molecole di liquido o di solido;

-         il chimico Arrheniusàle molecole all'istante della collisione devono superare una barriera invisibile di energia chiamata energia di attivazione. Se non si supera si ha solo un urto elastico fra le molecole.

I fattori che influenzano la velocità di reazione sono i seguenti:

·        natura dei reagentiàdipende dalla struttura elettronica;

·        concentrazioneàse maggiore è la [] dei reagenti aumenta la velocità;

·        temperaturaàse si aumenta di 10°C la T la velocità di reazione raddoppia: con una T + alta aumenta l'energia cinetica e viene superata la barriera di attivazione;

·        stato di suddivisioneàlibertà delle molecole di urtarsi, è maggiore nei gas e minore nei solidi;

·        catalizzatoreàabbassa l'energia di attivazione e favorisce la corretta orientazione.

L'EQUILIBRIO CHIMICO:

è la situazione in cui le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti non variano nel tempoà= velocità

La costante d'equilibrio:

All'equilibrio il rapporto fra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti (elevate ciascuna al proprio coefficiente stechiometrico) e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti è COSTANTE.

Il valore di K può essere > o < di 1. Le reazioni con un alto valore della K sono complete. Se K è piccola la reazione inversa, cioè verso sinistra nella formazione dei reagenti, è preferita.

La costante d'equilibrio varia con la T perché per ogni T vi è un diverso valore di K e diverse concentrazioni di reagenti e prodotti all'equilibrio.

Per le reazioni esotermiche la K diminuisce all'aumentare della T, viceversa aumenta nelle reazioni endotermiche.

Secondo il principio di Le Chatelieràun sistema all'equilibrio perturbato da un'azione esterna si sposta nel senso indicato da questa azione in modo da ridurre o annullare l'effetto.

Ø      Se varia la concentrazioneàse si aggiunge reagente o prodotto la reazione si sposterà per andare a formare l'uno o l'altro in modo da annullare l'azione (se aggiungo reagente si formeranno + prodotti e viceversa).

Ø      Se varia la pressione o il volumeàsi ha in fase gassosa; se si dimezza il volume la pressione e la concentrazione raddoppiano quindi  l'aumento di pressione di un sistema gassoso all'equilibrio comporta lo spostamento dell'equilibrio verso la formazione delle sostanze che occupano il minor volume.

Ø      Se varia la temperaturaàse si immette calore la reazione va nella direzione che implica l'assorbimento di calore.

La VELOCITA' DI REAZIONE diminuisce col tempo; aumenta colla temperatura e la concentrazione.

La CATALISI può essere:

-         omogenea: il catalizzatore è insieme ai reattivi;

-         eterogenea: si forma il complesso attivato "catalizzatore – reagente"

-         enzimatica: enzima + substratoàcomplesso attivatoàprodotto + enzima

MOLECOLARITA'ànumero di molecole coinvolte nel processo elementare.

La COSTANTE DI EQUILIBRIOà

Relazioni tra costanti di equlibrio: aA + bB Û dD + eE

nA, nB, nC, nD sono il numero di moli dei composti;

frazione molareà Xa = nA/n; Xb = nB/n; ecc.

concentrazioni moli – litroà mA = nA/V; mB = nB/V; ecc.

pressioni parzialià pA = Xap; pB = Xbp; ecc.

LEGGE DI RAULT: la tensione di vapore di una soluzione è = alla tensione di vapore del componente A puro PER(*) la sua frazione molare + Pb*cbà P=Paca+Pbcb

Se il componente b è un solido allora la tensione di vaporeà0èP=Paca

P=Pa(1-cb)àP=Pa-PacbàP-Pa=-PacbàPa-P=Pacb

Pa-P=Dp

Dp/Pa=cb

PRESSIONE OSMOTICA: pressione che deve essere esercitata su una soluzione per prevenire il passaggio di solvente puro attraverso una membrana semipermeabile. L'osmosi è il movimento spontaneo di un solvente attraverso una membrana semipermeabile dovuto alla differenza di concentrazione tra le due soluzioni.

V*p=nRT

p=(n*iRT)/V (i = se è presente un'elettrolita si tiene presente le particelle dissociate).

REAZIONI OSSIDO – RIDUZIONEà

-         l'ossidante si riduce (diminuisce il n° di ox) e il riducente si ossida (aumenta il n° di ox)

-         sostanze elementari hanno n°ox = 0

-         H = +1; O = -2; Al = +3; Zn = +2

-         elementi 1° gruppo = +1; del 2° gruppo = +2

-         ioni hanno n° di ox = alla carica

-         scrivere l'equazione sotto forma ionica

-         si isolano le coppie che si ossidano o si riducono

-         si bilanciano gli atomi ossidati e ridotti

-         si bilancia l'O₂ con l'H₂O

-         si bilancia l'idrogeno con H⁺

-         si bilanciano le cariche con gli elettroni

-         si bilanciano gli elettroni col m.c.m.

-         si sommano le 2 semireazioni

H₂O e pH:

L'H₂O è il solvente per eccelenza; conduce la corrente elettrica ed è in parte dissociato in H⁺ e OH^- (H₃O⁺). L'equilibrio è spostato verso sinistra e la sua Ke = [H+] [OH-]/[H2O]

Le moli in 1 litro di H₂O sono 55,5.

Kw = [H+] [OH-] = 10^-14 ed è costante in qualsiasi soluzione acquosa. Una soluzione si dice neutra quando la concentrazione degli H⁺ è = a quella degli OH^-: [H⁺]=10^-7 e [OH^-]=10^-7,

pH = -log[H⁺]; pOH = -log[OH^-]

Gli ACIDI sono sostanze che in soluzione acquosa hanno una maggior concentrazione di ioni H⁺ e quindi un pH < 7.

Le BASI hanno maggior concentrazione di OH^- e quindi un pH > 7.

Log[H⁺] [OH^-] = log10^-14; log[H⁺] + log[OH^-] = log10^-14 = -log[H⁺]-log[OH^-]=-log10^-14=

àpH + pOH = 14

a)      acidi o basi fortià capacità di basi o acidi forti di dissociarsi (HClO₄; HCl; H₂SO₄; HNO₃)

b)      acidi o basi debolià in soluzione acquosa sono parzialmente dissociati, si ha un equilirio

c)      acido deole con suo sale + base forteà soluzione tampone

d)      base debole con suo sale + acido forteà soluzione tampone

e)      sale.

 pH = -log[H⁺]

[H⁺] = 10(-pH)

Un acido debole HA: HA        H⁺ + A^- si dissocia parzialmente.

Si instaura un EQUILIBRIO tra le due parti:

Se ho un acido forte non calcolo la Ka perché non esiste in quanto la concentrazione iniziale [HA] tende a 0 e quindi la Ka tende ad infinito.

La Ka compresa tra 10^-4 e 10^-6 e la concentrazione > 10^-2 si usa la forma ridotta;

LA Ka compresa tra 10^-6 e 10^-8 e la concentrazione >10^-4 si usa la forma semplificata.

Se DILUISCO una soluzione con un acido forte varia il pH che AUMENTA cioè la soluzione diventa meno acida;

Se DILUISCO una soluzione con un acido debole il pH aumenta di meno.

SOLUZIONI TAMPONEà soluzioni con acido debole + il suo sale con una base forte o una base debole + il suo sale con un acido forte. Le PROPRIETA' sono:

1)      pH rimane invariato per diluizione moderata;

Ca = concentrazione M dell'acido

Cs = concentrazione M del sale

Un acido forte sposta l'acido debole dai suoi sali e una base forte sposta la base debole dal suo sale.

ELETTROCHIMICA

Una coppia che ha maggior capacità di ridurre un'altra coppia è detto: POTENZIALEàVolt

Un filo di rame (Cu) è immerso in una soluzione del suo ione (CuSO₄) mentre in un'altra c'è lo zinco (Zn) col suo ione (ZnSO₄).

Il Cu tende ad esistere allo stato ridotto; il Cu⁺⁺ tende a perdere elettroni dal filo metallico per ridursi (Cu⁺⁺ + 2e-àCu) e il filo si carica positivamenteèdifferenza di potenziale tra il filo e la soluzione ma il fenomeno è limitato a pochi ioni.

Dall'altra parte lo Zn tende a passare allo stato ossidato (ZnàZn⁺⁺ + 2e-) e il filo si carica negativamente.

Se colleghiamo con un filo il filo di Zn al filo di Cu gli elettroni dallo Zn si SCARICANO sul filo di Cu e il processo è continuoàil sistema eroga corrente (pila Daniell).

La differenza di potenziale: DE = E(+) – E(-)

Durante il fenomeno della pila si ha una reazione di RIDUZIONE (Cu⁺⁺) e una di OSSIDAZZIONE (dello Zn). REAZIONI ELETTRODICHE PARZIALI:

Cu⁺⁺ + Zn       Cu + Zn⁺⁺

Quando si raggiunge l'equilibrio il DE è nullo.

Le condizioni per misurare il potenziale normale:

-         25°C

-         1 atm

-         [ ] unitarie

E° = potenziale normaleàelettrodo è in una soluzione di ioni a concentrazione unitaria.

L'equazione di NERVST si usa quando non si è nelle condizioni standard:

L'elettrodo di riferimento è l'idrogeno H+ a cui si da il valore di 0,00Volt

Per sapere da che parte va la reazione si procede in questo modo:

-         guardo chi si ossida e chi si riduce

-         confronto la tabella di E°

-         scelgo la direzione

PILAàelemento galvanico costituito sempre da 2 semicelle ognuna contente un elettrodo immerso in soluzione e ha sempre l'elemento in due stati di ossidazione diversi.

1)      filo di metallo nella soluzione di un suo ione

2)      filo di materiale inerte (Pt) in soluzione con 2 ioni dello stesso elemento a diverso grado di ossidazione

3)      un elettrodo inerte (Pt o Palladio) la cui superficie sia saturata da un gas e la soluzione contiene gli ioni del gas.

Nelle 2 semicelle avvengono contemporaneamente le reazioni di ossidazione e di riduzione ed è per questo che la pila eroga corrente. Nella pila Daniell:

-         il POLO POSITIVO si considera tale nella reazione di RIDUZIONE (Cu⁺ + 2e-àCu)

-         il POLO NEGATIVO si considera tale nella reazione di OSSIDAZIONE (ZnàZn⁺⁺ + 2e-)

I POTENZIALI variano a seconda della temperatura (T), del pH (si deve tener conto dell'ambiente acido o basico e degli eventuali H⁺ presenti) e della concentrazione [ ].

Regole:

-         il polo negativo (-) è dove avviene la reazione di ossidazione (anodo)