- Parti della cella galvanica
- Funzionamento
- Reazioni di ossidazione e riduzione
- Il ponte di sale
- Potenziali di ossidazione e riduzione
- Rappresentazione simbolica di una cella galvanica
- applicazioni
- La cella galvanica nella vita quotidiana
- Costruzione di una cella galvanica artigianale
- materiale
- Processi
- Riferimenti
La cella galvanica o cella voltaica è un tipo di cella elettrochimica costituita da due diversi metalli immersi in due semicelle, in cui un composto in soluzione attiva una reazione spontanea.
Quindi, uno dei metalli in una delle semicelle viene ossidato mentre il metallo nell'altra semicella viene ridotto, producendo uno scambio di elettroni attraverso un circuito esterno. Ciò consente di sfruttare la corrente elettrica.
Figura 1. Schema e parti di una cella galvanica. Fonte: corinto.pucp.edu.pe.
Il nome "cella galvanica" è in onore di uno dei pionieri della sperimentazione con l'elettricità: il medico e fisiologo italiano Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani scoprì nel 1780 che se cavi di metalli dissimili venivano uniti a un'estremità e le estremità libere venivano portate a contatto con la coscia di una rana (morta), si verificava una contrazione.
Tuttavia, il primo a costruire una cella elettrochimica per produrre elettricità fu l'italiano Alessandro Volta (1745-1827) nel 1800 e da qui il nome alternativo di cella voltaica.
Parti della cella galvanica
Le parti di una cella galvanica sono mostrate in figura 1 e sono le seguenti:
1.- Semicella anodica
2.- Elettrodo anodico
3.- Soluzione anodica
4.- Semicella catodica
5.- Elettrodo catodico
6.- Soluzione catodica
7.- Ponte delle Saline
8.- Conduttore metallico
9.- Voltmetro
Funzionamento
Per spiegare il funzionamento di una cella galvanica useremo quella inferiore:
Figura 2. Modello didattico di cella galvanica. Fonte: slideserve.com
L'idea fondamentale di una cella galvanica è che il metallo che subisce la reazione di ossidazione sia fisicamente separato dal metallo che viene ridotto, in modo tale che lo scambio di elettroni avvenga attraverso un conduttore esterno che permette di sfruttare il flusso di corrente elettrica, ad esempio per accendere una lampadina o un led.
Nella figura 2, nella semicella sinistra è presente un nastro metallico di rame (Cu) immerso in una soluzione di solfato di rame (CuS0 4 ), mentre nella semicella destra è presente un nastro di zinco (Zn) immerso una soluzione di solfato di zinco (ZnSO 4 ).
Va notato che in ciascuna semicella il metallo di ciascuna è presente in due stati di ossidazione: gli atomi neutri del metallo e gli ioni metallici del sale dello stesso metallo in soluzione.
Se i nastri metallici non sono uniti da un filo conduttivo esterno, entrambi i metalli vengono ossidati separatamente nelle rispettive celle.
Tuttavia, poiché sono collegati elettricamente, accade che l'ossidazione si verificherà in Zn mentre ci sarà una reazione di riduzione in Cu. Questo perché il grado di ossidazione dello zinco è maggiore di quello del rame.
Il metallo ossidato fornisce elettroni al metallo che viene ridotto attraverso il conduttore esterno e questo flusso di corrente può essere imbrigliato.
Reazioni di ossidazione e riduzione
La reazione che si verifica sul lato destro tra l'elettrodo metallico di zinco e la soluzione acquosa di solfato di zinco è la seguente:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2- + 2 e -
Un atomo di zinco (solido) sulla superficie dell'elettrodo anodico nella semicella destra, stimolato dagli ioni positivi dello zinco in soluzione, cede due elettroni e viene rilasciato dall'elettrodo, passando nella soluzione acquosa come doppio ione positivo di zinco.
Ci rendiamo conto che il risultato netto è stato che un atomo di zinco neutro del metallo, attraverso la perdita di due elettroni, è diventato uno ione di zinco che si aggiunge alla soluzione acquosa, in modo che la barra di zinco ha perso un atomo e il soluzione ha acquisito un doppio ione positivo.
Gli elettroni rilasciati preferiranno spostarsi attraverso il filo esterno verso il metallo dell'altra semicella caricata positivamente (catodo +). La barra di zinco sta perdendo massa mentre i suoi atomi passano gradualmente nella soluzione acquosa.
L'ossidazione dello zinco può essere riassunta come segue:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
La reazione che avviene sul lato sinistro è simile, ma il rame nella soluzione acquosa cattura due elettroni (dall'altra semicella) e si deposita sull'elettrodo di rame. Quando un atomo raccoglie elettroni si dice che sia ridotto.
La reazione di riduzione del rame è scritta così:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
La barra di rame sta guadagnando massa, mentre gli ioni della soluzione passano alla barra.
L'ossidazione avviene all'anodo (negativo), che respinge gli elettroni, mentre la riduzione si verifica al catodo (positivo), che attrae gli elettroni. Lo scambio di elettroni avviene attraverso il conduttore esterno.
Il ponte di sale
Il ponte salino bilancia le cariche che si accumulano nelle due semicelle. Gli ioni positivi si accumulano nella semicella anodica, mentre nella cella catodica rimane un eccesso di ioni solfato negativi.
Per il ponte salino viene utilizzata una soluzione di un sale (come cloruro di sodio o cloruro di potassio) che non interviene nella reazione, che si trova in un tubo a forma di U rovesciata con le estremità tappate da una parete di materiale poroso.
L'unico scopo del ponte salino è che gli ioni filtrino in ogni cella, bilanciando o neutralizzando la carica in eccesso. In questo modo viene prodotto un flusso di corrente attraverso il ponte salino, attraverso gli ioni di sale, che chiude il circuito elettrico.
Potenziali di ossidazione e riduzione
I potenziali standard di ossidazione e riduzione sono quelli che si verificano all'anodo e al catodo a una temperatura di 25ºC e con soluzioni di concentrazione 1M (un molare).
Per lo zinco il suo potenziale di ossidazione standard è E ox = +0,76 V. Mentre, il potenziale di riduzione standard per il rame è E rosso = +0,34 V. La forza elettromotrice (emf) prodotta da questa cella galvanica è : emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
La reazione globale della cella galvanica può essere scritta così:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Tenendo conto del solfato, la reazione netta è:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4 ) 2- + Cu o (s)
Il solfato è uno spettatore, mentre i metalli scambiano elettroni.
Rappresentazione simbolica di una cella galvanica
La cella galvanica di figura 2 è simbolicamente rappresentata come segue:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
Per convenzione, il metallo che si ossida e forma l'anodo (-) è sempre posto a sinistra, e il suo ione allo stato acquoso è separato da una barra (-). La semicella anodica è separata da quella catodica da due barre (-) che rappresentano il ponte salino. A destra è posta la semicella metallica che si riduce e forma il catodo (+).
Nella rappresentazione simbolica di una cella galvanica, l'estrema sinistra è sempre il metallo che viene ossidato e il metallo che viene ridotto è posto all'estrema destra (allo stato solido). Si noti che nella figura 2 le semicelle sono in posizione inversa rispetto alla rappresentazione simbolica convenzionale.
applicazioni
Conoscendo i potenziali di ossidazione standard di diversi metalli, è possibile determinare la forza elettromotrice che produrrà una cella galvanica costruita con questi metalli.
In questa sezione applicheremo quanto affermato nelle sezioni precedenti per calcolare la forza elettromotrice netta di una cella costruita con altri metalli.
Come esempio di applicazione consideriamo una cella galvanica di ferro (Fe) e rame (Cu). Come dati vengono fornite le seguenti reazioni di riduzione e il loro potenziale di riduzione standard, vale a dire a 25ºC e concentrazione 1M:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (s). Rete E1 = -0,44 V
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 rosso = +0,34 V
Si richiede di trovare la forza elettromotrice netta prodotta dalla seguente cella galvanica:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
In questa cella il ferro è ossidante ed è l'anodo della cella galvanica, mentre il rame si riduce ed è il catodo. Il potenziale di ossidazione del ferro è uguale ma opposto al suo potenziale di riduzione, cioè E1 oxd = +0,44.
Per ottenere la forza elettromotrice prodotta da questa cella galvanica, aggiungiamo il potenziale di ossidazione del ferro al potenziale di riduzione del rame:
emf = E1 oxd + E2 rosso = -E1 rosso + E2 rosso = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
La cella galvanica nella vita quotidiana
Le celle galvaniche per l'uso quotidiano hanno una forma molto diversa da quella utilizzata come modello didattico, ma il loro principio di funzionamento è lo stesso.
La cella più comunemente utilizzata è la batteria alcalina da 1,5 V nelle sue diverse presentazioni. Il primo nome deriva perché è un insieme di celle collegate in serie per aumentare l'emf.
Anche le batterie al litio ricaricabili si basano sullo stesso principio di funzionamento delle celle galvaniche e sono quelle utilizzate negli smartphone, negli orologi e in altri dispositivi.
Allo stesso modo, le batterie al piombo per automobili, moto e imbarcazioni sono a 12V e si basano sullo stesso principio di funzionamento della cella galvanica.
Le cellule galvaniche sono utilizzate nell'estetica e nella rigenerazione muscolare. Esistono trattamenti per il viso che consistono nell'applicazione di corrente attraverso due elettrodi a forma di rullo o sfera che puliscono e tonificano la pelle.
Gli impulsi di corrente vengono applicati anche per rigenerare i muscoli nelle persone che si trovano in uno stato di prostrazione.
Costruzione di una cella galvanica artigianale
Esistono molti modi per costruire una cella galvanica fatta in casa. Uno dei più semplici è usare l'aceto come soluzione, chiodi d'acciaio e fili di rame.
materiale
- Bicchieri di plastica usa e getta
-Aceto bianco
-Due viti in acciaio
-Due pezzi di filo di rame nudo (senza isolamento o vernice)
-Un voltmetro
Processi
-Riempire ¾ parti del bicchiere con l'aceto.
-Unire le due viti in acciaio con più giri di filo, lasciando un pezzo di filo svolto.
L'estremità srotolata del filo di rame è piegata a forma di U rovesciata in modo che poggi sul bordo del vetro e le viti siano immerse nell'aceto.
Figura 3. Cella galvanica e multimetro fatti in casa. Fonte: youtube.com
Un altro pezzo di filo di rame è anch'esso piegato a U rovesciata e viene appeso al bordo del vetro in una posizione diametralmente opposta alle viti sommerse, in modo che una porzione di rame rimanga all'interno dell'aceto e l'altra porzione del filo di rame all'esterno del vetro.
Le estremità libere dei cavi del voltmetro sono collegate per misurare la forza elettromotrice prodotta da questa semplice cella. L'emf di questo tipo di celle è 0,5 V. Per equalizzare l'emf di una batteria alcalina, è necessario costruire altre due celle e unire le tre in serie, in modo da ottenere una batteria da 1.5V
Riferimenti
- Borneo, R. Celle galvaniche ed elettrolitiche. Estratto da: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Chimica generale. PUCP. Recupero da: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Introduzione all'elettrochimica. Dipartimento di Fisicochimica UNAM. Estratto da: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedia. Cella elettrochimica. Estratto da: es.wikipedia.com.
- Wikipedia. Cella galvanica. Estratto da: es.wikipedia.com.