3.

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).