Elettrochimica

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Introduzione

Elettrochimica Ramo della chimica che studia i fenomeni chimici connessi con la circolazione di corrente elettrica. Sono oggetto di studio dell’elettrochimica i processi elettrolitici e quelli che si svolgono all’interno di pile e accumulatori: negli uni viene sfruttata l’energia elettrica di un generatore di corrente per scomporre una specie chimica nelle sue componenti ioniche; negli altri, viene convertita l’energia chimica di un elettrolita in energia elettrica utilizzabile.

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Elettrolisi

Alcuni composti chimici, quando vengono fusi o sciolti in un solvente, si ionizzano, cioè si scompongono in due frammenti di carica elettrica opposta; queste sostanze – essenzialmente acidi, basi e sali – sono dette elettroliti. Se in una soluzione elettrolitica vengono immersi due elettrodi collegati a una sorgente di corrente continua, gli ioni positivi dell’elettrolita (cationi) tendono a portarsi verso l’elettrodo negativo (catodo) e quelli negativi (anioni) verso l’elettrodo positivo (anodo); così, gli ioni positivi tendono ad acquistare elettroni dal catodo, subendo una reazione di riduzione, e gli ioni negativi tendono a cedere elettroni all’anodo, in una reazione di ossidazione.

Ad esempio, un sale come il solfato di rame, quando viene disciolto in acqua, si dissocia in ioni rame Cu²⁺ e ioni solfato SO₄^2-. Applicando una differenza di potenziale a una coppia di elettrodi immersi in una soluzione di solfato di rame, gli ioni rame migrano verso l’elettrodo negativo, dove acquistano due elettroni e si depositano sull’elettrodo sotto forma di rame metallico:

Cu2+ + 2e- → Cu

Gli ioni solfato, dall’altra parte, reagiscono con l’acqua, formando acido solforico e ossigeno; in questa reazione, cedono elettroni all’elettrodo positivo, secondo la reazione

SO42- + H2O → H2 SO4 + y O2 + 2e-

Questo processo, determinato dal passaggio della corrente elettrica, è chiamato elettrolisi.

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Le leggi di Faraday

Il procedere delle reazioni di una cella elettrolitica è regolato da due leggi, attribuite al chimico e fisico britannico Michael Faraday. La prima afferma che la quantità di sostanza depositata a ogni elettrodo è proporzionale alla carica che attraversa la cella. In questo contesto, la quantità di carica si esprime in termini di una specifica unità di misura, detta faraday: un faraday è la quantità di carica di una mole di elettroni, vale a dire il prodotto della carica dell’elettrone (1,6 10^-19 C) per il numero di Avogadro (6,022 10²³): 96.500 C.

La seconda legge di Faraday afferma che la quantità di sostanza che si deposita agli elettrodi dipende dal numero di elettroni coinvolti nella reazione ed è quindi proporzionale all’equivalente chimico. Questo è un’altra grandezza specifica dell’elettrochimica, che esprime la quantità di sostanza che si forma a un elettrodo in seguito al passaggio di un faraday di carica nella cella. In pratica, si trova dividendo la quantità di sostanza pari a una mole per la valenza dello ione. Il significato dell’equivalente chimico si comprende se si considera, ad esempio, la reazione di ossidazione dello ione Cu²⁺ in rame metallico Cu: Cu²⁺ + 2e^- → Cu. In questo caso, un faraday non produce una mole di rame metallico, ma mezza mole, perché due sono gli elettroni necessari per l’ossidazione di ciascuno ione. L’equivalente chimico del rame, quindi, non è una mole di rame (63,54 g) ma la sua metà (31,77 g).

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Conversione di energia chimica in energia elettrica

Mentre nelle celle elettrolitiche l’energia elettrica fornita da un generatore viene convertita nell’energia chimica delle reazioni di ossidoriduzione, nelle pile e negli accumulatori avviene il processo inverso, per cui l’energia chimica viene convertita in energia elettrica. In celle analoghe a quelle elettrolitiche, le reazioni di ossidoriduzione si svolgono in modo che gli elettroni prodotti passino dall’elettrodo negativo a quello positivo, attraverso il filo, alimentando così un dispositivo utilizzatore.