Appunti di chimica su Celle elettrolitiche e Leggi di Faraday

Cella Elettrolitica

Nella cella elettrolitica avviene il processo in cui si trasforma l'energia elettrica in energia chimica facendo avvenire delle reazioni che altrimenti non sosterrebbe.

A differenza della pila la cella elettrolitica è costituita da un'unica cella.

Consideriamo un circuito con un elettrolita dentro, immergiamo due metalli inerti e forniamo energia elettrica, nel momento in cui forniamo energia elettrica polarizziamo il sistema in base a una tensione.

Ecco che le barrette metalliche vengono caricate una positivamente ed una negativamente; queste barrette sono metalli inerti che non partecipano alla reazione chimica ma fanno da collettori di elettroni.

A questo punto, le specie presenti in soluzione che tendono a ridursi andranno verso il catodo, mentre quelle che tendono ad ossidarsi andranno verso l'anodo. (Generalmente sono ioni positivi e ioni negativi, ma possono essere differenti)

Ecco che vi sarà un flusso di elettroni dal polo positivo (anodo che si carica così perché ci vanno gli anioni) al polo caricato negativamente (catodo, perché ci vanno cationi) all'esterno del circuito, e un flusso dal polo caricato negativamente a quello caricato positivamente, nell'interno del circuito.

Elettrolisi del cloruro di sodio (NaCl)

Immergiamo due metalli inerti all'interno di una soluzione di NaCl fuso (sale riscaldato ad elevate temperature), cloro sodico, in cui sono presenti ioni Cl⁻ ed Na⁺. Formando corrente elettrica, si carichiamo due barrette, e quindi:

1. Agli ioni Cl⁻ che aderiscono alla barretta collegata positivamente, cedono elettroni e si ossidano, e si formerà cloro gassoso (visibile sotto forma di bollicine)
2. Agli ioni Na⁺ andranno verso la barretta collegata negativamente, acquisiamo elettroni e si formerà sodio metallico.

La reazione che avviene è: Na⁺ + Cl⁻ = Na + 1/2Cl₂

• H₂O: componente per ridossidazione

Elettrolisi dello ioduro di potassio (KI)

Consideriamo una cella elettrolitica con una soluzione acquosa di ioduro di potassio (1M), e formiamo corrente elettrica in modo da caricare le barrette.

Le specie che possono ossidarsi o ridursi sono:

• I⁻
• OH⁻
• H₂O

Per stabilire la precedenza di scarica, si deve confrontare il potenziale di riduzione, e per far ciò si deve utilizzare la semireazione di riduzione degli ossidi e quella di riduzione degli ossiacidi.

Leggi di Faraday

Le leggi di Faraday sono le leggi che descrivono dal punto di vista quantitativo l’elettrolisi che esprimono la relazione tra la quantità di sostanza che si deposita scaricarsi ad ogni elettrodo e la quantità di corrente impiegata.

1ª Legge di Faraday

Afferma che, dato una resistenza costante, la massa di una sostanza che si libera agli elettrodi è direttamente proporzionale alla quantità di corrente elettrica che passa nel circuito (ossia al numero di elettroni scambiati nella reazione di ossidoriduzione).

M = Q/F

2ª Legge di Faraday

Afferma che, a parità di elettricità, al catodo e all'anodo si sostituiscono rispettivamente masse proporzionali ai pesi equivalenti delle specie coinvolte nell’elettrolisi (massa che si scambia è proporz al peso equivalente).

m = 1/F * pe

Peso equivalente = peso atomico/molecolare diviso numero di elettroni scambiati

m = Q * pe/F

Q = I * t

F = 96500

Equivalente Elettrochimico

È il rapporto tra il peso equivalente e la carica portata da 1 Faraday cioè la quantità in grammi di una sostanza liberata al passaggio di 1 Coulomb.

Equivalente elettrochimico = pe/96500 C