21 CAPITOLO Elettrochimica Indice L’elettrochimica e i suoi processi Celle galvaniche o pile Potenziale standard di una semicella La scala dei potenziali standard di riduzione Forza elettromotrice ed energia libera La corrosione Elettrolisi Elettrodeposizione Studio quantitativo sull’elettrolisi Mappa concettuale: Celle elettrochimiche 1

L’elettrochimica e i suoi processi 1 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA L’elettrochimica e i suoi processi La parte della chimica che studia le celle galvaniche, che producono energia elettrica, e le celle elettrochimiche, che per funzionare necessitano di una fonte esterna di energia, prende il nome di elettrochimica. 2

Celle galvaniche o pile 2 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA Celle galvaniche o pile Le pile sono dispositivi in cui l’energia chimica di una reazione di ossido-riduzione spontanea è convertita in energia elettrica. La pila di Daniell è costituita da una semicella a zinco e da una semicella a rame. Le due semicelle sono collegate elettricamente mediante un ponte salino. La pila Daniell è un dispositivo costituito da: - una lamina di zinco immersa in un becher che contiene una soluzione di solfato di zinco (1M); - una lamina di rame immersa in un altro becher contenente una soluzione di solfato di rame (II); - un filo metallico, in cui si muovono gli elettroni ceduti dallo zinco, collega le due lamine; - un ponte salino, attraverso il quale migrano gli ioni per chiudere il circuito, mette in contatto le due soluzioni; - un voltmetro inserito nel circuito. 3

Celle galvaniche o pile 2 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA Celle galvaniche o pile Quando si chiude il circuito nella pila Daniell si verifica passaggio di corrente. La pila Daniell è un esempio di cella galvanica costituita da due semicelle connesse elettricamente. In una semicella si verifica la semireazione di ossidazione, mentre nell’altra la semireazione di riduzione. Ogni lamina metallica in una semicella è detta elettrodo. 4

Celle galvaniche o pile 2 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA Celle galvaniche o pile L’elettrodo dove si verifica l’ossidazione costituisce l’anodo della pila e corrisponde al polo negativo (). L’elettrodo dove si verifica la riduzione costituisce il catodo della pila e corrisponde al polo positivo (+). In una pila tra le due semicelle esiste una differenza di potenziale elettrico che permette il flusso spontaneo degli elettroni dall’anodo al catodo. La differenza di potenziale è chiamata forza elettromotrice (FEM) o potenziale di cella ed è misurata in V (volt). FEM = Ecatodo  Eanodo La FEM della pila Danielle è 1,10 V. 5

Potenziale standard di una semicella 3 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA Potenziale standard di una semicella Per conoscere il potenziale di una singola semicella si ricorre ad un elettrodo standard come confronto, un elettrodo standard a idrogeno. Schema di una semicella standard a idrogeno (elettrodo a idrogeno). L’elettrodo di platino non prende parte ai processi redox e serve a trasferire gli elettroni. All’elettrodo a idrogeno si assegna per convenzione potenziale uguale a zero. E° H+ (1M) / H2 (g, 1bar) = 0,00 V 6

La scala dei potenziali standard di riduzione 4 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA La scala dei potenziali standard di riduzione Secondo la IUPAC i potenziali elettrodici sono riferiti alle semireazioni scritte come riduzioni. Utilizzando soluzioni 1 M alla temperatura di 25 °C essi prendono il nome di potenziali standard di riduzione. I valori dei potenziali standard di riduzione permettono di prevedere se una reazione è spontanea. “la forma ossidata di una coppia può ossidare la forma ridotta di un’altra coppia con potenziale di riduzione minore”. 7

Forza elettromotrice ed energia libera 5 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA Forza elettromotrice ed energia libera In condizioni standard, la relazione tra forza elettromotrice (E°) e variazione di energia libera (G°) è data da: G° =  n F E° Un valore negativo di G° o un valore positivo di E° indicano una reazione spontanea. 8

CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA 6 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA La corrosione Per corrosione s’intende il deterioramento dei metalli in seguito a reazioni chimiche con l’ambiente. La corrosione del ferro è un processo di ossido-riduzione in cui sono coinvolti sia l’ossigeno che l’umidità. Processo di corrosione del ferro. Un metodo di protezione dalla corrosione è detto ad “anodo sacrificale”. Consiste nel collegare la struttura in ferro da proteggere con blocchi di magnesio o di zinco. Questo metodo di protezione è anche chiamato protezione catodica. 9

Particolare del processo elettrolitico. 7 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA Elettrolisi Per elettrolisi s’intende il processo con cui l’energia elettrica fornita da una sorgente esterna provoca una reazione chimica. Consideriamo l’elettrolisi di NaCl fuso. Elettrodi di grafite Cloruro di sodio fuso NaCl Generatore di corrente continua Sodio (Na) Massa fusa Cloro (Cl2) Particolare del processo elettrolitico. 10

CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA 7 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA Elettrolisi Agli elettrodi si verificano le seguenti reazioni: () Catodo, riduzione 2 Na+ + 2 e  2 Na (+) Anodo, ossidazione 2 Cl  Cl2 + 2 e reazione netta 2 Na+ + 2 Cl  2 Na + Cl2 11

CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA 8 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA Elettrodeposizione L’elettrodeposizione è il processo con cui si applica uno strato sottile di cromo, di nichel o di rame su un oggetto di acciaio, che costituisce il catodo di una cella elettrolitica, per migliorarne la resistenza alla corrosione. La lamina di rame e la moneta sono immerse in una soluzione di CuSO4 con 2-3 mL di H2SO4 conc. Fornendo corrente elettrica continua, all’anodo di rame si verifica ossidazione, al catodo di acciaio la riduzione. 12

Studio quantitativo sull’elettrolisi 9 CAPITOLO 21. ELETTROCHIMICA Studio quantitativo sull’elettrolisi Tra la quantità di prodotto ottenuto ad un elettrodo e la quantità di elettricità che passa in una cella elettrolitica esiste una relazione dovuta a Faraday che si può così esprimere: La quantità di prodotto che si ottiene ad un elettrodo di una cella elettrolitica dipende dal numero di elettroni che passano attraverso la cella, cioè dalla quantità di elettricità che fluisce. La quantità di elettricità (Q) è misurata in coulomb (C). Quantità di elettricità (Q) = corrente in ampere (A)  tempo in secondi (s) La quantità di elettricità trasportata da 1 mole di elettroni è detta faraday (F) e corrisponde a 9,65  104 C (coulomb) 13

Mappa concettuale: Celle elettrochimiche CAPITOLO 20. LE REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE Mappa concettuale: Celle elettrochimiche CELLE ELETTROCHIMICHE Pila (cella galvanica) Cella elettrolitica Si verifica una reazione redox spontanea È costituita da due semicelle collegate con un ponte salino Si verifica una reazione redox non spontanea È costituita da una sola cella L’energia chimica della reazione si converte in energia elettrica L’energia elettrica fornita , da una sorgente esterna, provoca una reazione chimica Anodo sede dell’ossidazione polo - Catodo sede della riduzione polo + Anodo sede dell’ossidazione polo + Catodo sede della riduzione polo - 14