Appunti di chimica su Celle elettrolitiche e Leggi di Faraday

CELLA ELETTROLITICA

Nella cella elettrolitica avviene l'elettrolisi, processo in cui si trasforma energia elettrica in energia chimica facendo avvenire delle reazioni redox non spontanee.

A differenza della pila (costituita da due semicelle) la cella elettrolitica è costituita da un'unica cella.

Consideriamo una cellula con un elettrolita dentro, immergiamo due metalli inerti e forniamo energia elettrica, nel momento in cui forniamo energia elettrica polverizziamo il sistema in base a come mettiamo il generatore (infine, nelle pile, è la reazione che stabilisce quale è l'elettrodo negativo ed il positivo).

Ecco che le barrette metalliche vengono caricate con positivamente ed una negativamente, queste barrette sono metalli inerti che non partecipano alla reazione (ossia, non cedono ne raccolgono gli elettroni).

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

Ecco che si avrà un flusso di elettroni dal polo con carica positivamente (anodo che si chiamano cosi perché a unione gli anioni) al polo caricato negativamente (catodo, perché a unione gli cationi) all'esterno del generatore, e un flusso del polo caricato negativamente a quello caricato positivamente, all'interno del circuito.

ANODO (ossidazione)

FLUSSO ESTERNO (FRECCE BLU)

FLUSSO DI ELETTRONI INTERNO AL CIRCUITO

CATODO (riduzione)

(Le sorgente deve passare corrente alternata perché se usi un alternatore c'è un'ossidazione di cambio già avvenuto che si riutilizza a sua volta per i processi in ogni scenario a secondo che garantisce una reazione continua.)

2) CELLA ELETTROLITICA

Nella cella elettrolitica avviene l'elettrolisi, processo in cui si trasforma energia elettrica in energia chimica facendo avvenire delle reazioni redox non spontanee.

A differenza delle PILE (costituita da sue semicelle) la cella elettrolitica è costituita da un'unica cella.

Consideriamo una cella 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 come mettiamo il generatore (mentre, nelle pile, è la reazione che stabilisce quale è polo negativo e il polo positivo).

Ecco che le barrette metalliche vengono caricate con positivamente ed il negativamente, queste barrette sono metalli inerti che non partecipano alla reazione ma servono solo a collettori di elettroni.

A questo punto, le specie presenti in soluzione che tendono ad essere ossidarsi vanno verso il catodo, mentre quelle che tendono ad ossidarsi andranno verso il anodo. (Generalmente sono ion positive e ion negativi ma possono esserci specie differenti che possono subire ossido.

Ecco che si avrà un flusso di elettroni dal polo positivo al polo canode negativamente e un flusso dal polo canode negativamente a quello canode positivamente, e all'interno del circuito.

CATODO (riduzione)

ANODO (ossidazione)

(La sorgente deve essere corrente alternata perché se usi un alternatore di cambio si avrà una ripartizione di reazioni in due cicli separati.

C'è una grandezza che serve a commis)

FLUSSO DI ELETTRONI INTERNO AL CIRCUITO

(In fase chiusa) Elettrolisi del cloruro di sodio (NaCl)

Immergiamo due metalli inerti all'interno di una soluzione di NaCl fuso (sale riscaldato ad elevate temperature, circa 800°C), in cui sono presenti ioni Cl^- ed Na⁺.

Formiamo corrente elettrica tra l'anodo ed il catodo, e quindi gli ioni Cl^- andranno verso l'anodo dove si ossideranno liberando elettroni e si ossidano, e si forma cloro gassoso (visibile sotto forma di bollicine - gli ioni Na⁺ andranno verso il catodo, acquisiranno elettroni e si formerà sodio metallico.

La reazione che avviene è:

Na⁺ + Cl^- → Na + 1/2 Cl₂

Na per mantenere costante la temperature di 825°C (che permette la fusione del NaCl) è molto costoso; quindi per abbassare la temperature di fusione del NaCl

si usano delle sostanze dette fondenti, che facilitano il processo di fusione.

Il sodio son fondenti, ma in questa caso si soglie CaCl₂, che ha in comune con il sale fiamme di. A questo punto gli ioni che si possono oxidare versoil catodo sono Na⁺ e K⁺ (così che si possono ridurre).

Nelle celle elettroliche, nel momento in cui ci sono più specie che competono al processo di ossidazione, si devono vedere e dare un valutare su cosa abilitati Potenziale di scarica- relazione essi e le specie che ha il potenziale di riduzione più basso - al catodo si riduce la specie che ha il potenziale di riduzione più alto In questo caso tra Na⁺ e K⁺, si riduce Na⁺ perché ha E° maggiore di quello del K⁺ e produzione del Na metallico (A/m, A/cm²)Ovviamente ciò si intendi in condizioni standard, i potenziali standard di riduzione (E°) se siamo in situazione non standard si confrontano i potenziali calcolati attraverso l’equazione di Nernst.

Elettrolisi dello ioduro di potassio (K₂I)

Consideriamo una cella elettrolitica con una soluzione acquosa di iodio di potassio (1m), e formiamo corrente elettrica in modo da variare le barrette.

Le specie che possono ossidarsi all'anodo sono:

• I^-
• OH^- – competitor per l'ossidazione
• H₂O

Per stabilire il procedere di scarica si deve confrontare il potenziale di riduzione e per farlo si deve scrivere la semplificata delle semireazioni delle coppie redox.

• Coppa Redox I₂/I^- I₂ + 2e^- → 2 I^- E°=0,54V
• Coppa Redox O₂/OH^- 2OH^- - 4e^- → O₂ + 2H₂O E°=0,14V

Sotto forma di ossidazione: si ossida l’ossigeno (uso 2 elettroni, e l’altro aumenta e passa da -1 a 0.

Del momento che faccio 2O, 2 elettroni x 2 = 4 elettroni e l'idrogeno non cambia e non uso esso formare l'acqua.

• Coppa Redox O₂/H₂O 2H₂O + 4e^- → O₂ + 4H⁺ E°=-1,23V

Sotto forma di ossidazione: l’acqua si ossida si forma O₂ (reacquisto di 2e e aumento n. di 1 a 0) e ossigeno O si deve bilanciare e gli elettroni diventano 4. L’idrogeno che è simile, ne uso 4 e elettroni formano 4H⁺ poiché bilancio le cariche

Dei valori trovati si dovrebbe scegliere attraverso quello con E° minore, il OH-lui in realtà non si scarica OH^- perchè alle concentrazioni OH^- è bassissima, quasi inesatto. Infatti OH- ha una costante di dissociazione 10^-14 (elettrodi molto deboli), o semireazioni non fa.

Ecco che tra I^- e H₂O si dovrebbe scaricare I^-.

Ma dobbiamo verificare se I^- e H₂O sono in concentrazione standard. Ma essi sono elettrodi ma molto massicci, se H₂O è in eccesso, se I^- sotto esso è completamente dissociato in K⁺ (H₂O ne basta) e E°=0,54.

Invece H₂O si deve verificare con l’equazione di Nernst:E_O2/H2O=0,98 log [H⁺]⁺ (Po. a 123 + 0,059 log (10^-14. - 0,14 = 0,81V

Si ossida es iodio poiché ha E° potenziale più basso.

Le specie possono ridursi al catodo io competono alle

• Coppa Redox K⁺/K K⁺ + 1e^- → K
• Coppa Redox H⁺/H₂ 2H⁺ + 2e^- → H₂
• Coppa Redox H₂O/H₂ 2H₂O + 2e^- → H₂ + 2OH^-

Nernst al catodo e non è molto che H₂O si deve ridurre -0,03 riduzione usa idrogeno.

Poiché [ ] di H⁺ che in soluzione e ma a cosa serve (anche l’acqua idrata e nota massa). prima tra K⁺ e H₂O, dobbiamo valutare le concentrazioni: K⁺-4N - H₂O ?

E H₂O/H₂ = E H₂O/H₂ + 0,059 log (H⁺) = -0,83 + 0,059 log (H₂O).

[P_O2] +E°H₂→ [H⁺] ² (1 favorito 4 10^-9 → -0,42.

Quindi si riduce poiché ha E’ potenziale più alto, con formazione di idrogeno gassoso e ioni OH-.

Processo di formazione dell'idrossido di K

ELETTROLISI DEL CLORURO DI SODIO IN SOLUZIONE ACQUOSA

Consideriamo una soluzione acquosa di

Al CATODO si possono ridurre

COPPIA REDOX Na^+/Na Na⁺ + 1e^- → Na     [E⁰ Na⁺/Na = -2,71]

COPPIA REDOX H₂O / H₂  H₂O + 2e^- + H₂ + 2OH^-     [E⁰ H₂O/H₂ = -0,83]

Per il sodio che ha

Al catodo si riduce quindi

Al ANODO le specie che possono ossidarsi sono:

COPPIA REDOX Cl^-/Cl₂ 2Cl^- + 1e^- → Cl₂      [E⁰ = 1,36]

COPPIA REDOX OH^- / O₂ 4OH^- = 4e^- + O₂ + 4H⁺     [E⁰ = 1,23]

Per Cl^- che ha

All'anodo si ossida quindi

In questo tipo di elettrolisi le barrette metalliche vengono chiamati SOVRATENSIONE. La sovratensione dell'ossigeno (0,9)

Potenziale : infatti O₂ + 1,23 = 1,73

1,73 > 1,36 → SI OSSIDIA IL CLORO

PRODUZIONE DELLA SODA CAUSTICA

Elettrolisi del solfato rameico

Consideriamo una soluzione acquosa di solfato rameico M:

• Ar (catodo) si possono ridurre: Cu²⁺
• coppia redox Cu²⁺/Cu Cu²⁺ + 2e^- → Cu
• coppia redox H₂O/H₂ 2H₂O + 2e^- ↔ H₂ + 2OH^-

E = 0,34 V E = 0,20

Al (anodo) si possono ossidare:

• coppia redox S₂O₈^2-/S₂O₄^2- S₂O₃ + 2e^- ↔ S₂O₄^2-
• coppia redox O₂/H₂O 2H₂O - 4e^- ↔ O₂ + 4H⁺

E = 2,01 E = 1,00

All'

Nota bene: I potenziali non standard dell'ossidazione e della riduzione all'equilibrio diverso...

Basica perché H₂SO₄ è un acido forte alla prima dissociazione...H₂SO₄ + H₂O → SO₂^- + H₃O⁺

Elettrolisi dell'acqua

Se mettiamo a posto del solfato rameico un solfato di un metallo più E...

• Al catodo si possono ridurre: Ni²⁺
• coppia redox Ni²⁺/Ni - E = -0,71 V
• coppia redox H₂O/H₂ E = 0,20 V

Hp cut en reducing H₂O

Al (anodo) si possono ossidare:

• SO₄^2-
• H₂O just oxido al agua

2H₂O → 2H₂ + O₂ elettrolisi dell'acqua