- Componenti di celle elettrochimiche
- elettrodi
- Dissoluzione elettrolitica
- Ponte delle Saline
- Tipi di celle elettrochimiche e come funzionano
- Galvanico
- Elettrolitico
- Esempi
- La cella di Daniel
- Cella all'idrogeno al platino
- Cella dei bassi
- Riferimenti
Le celle elettrochimiche sono dispositivi in cui passano reazioni chimiche dove l'energia chimica viene convertita in energia elettrica o viceversa. Queste cellule costituiscono il cuore dell'elettrochimica, essendo l'anima il potenziale scambio di elettroni che può avvenire, spontaneamente o no, tra due specie chimiche.
Una delle due specie si ossida, perde elettroni, mentre l'altra si riduce, guadagnando gli elettroni trasferiti. Comunemente, la specie che viene ridotta è un catione metallico in soluzione, che guadagnando elettroni finisce per essere depositato elettricamente su un elettrodo dello stesso metallo. D'altra parte, la specie che si ossida è un metallo, trasformandosi in cationi metallici.
Schema per una cella elettrochimica di Daniel. Fonte: Rehua
Ad esempio, l'immagine sopra rappresenta la cella di Daniel: la più semplice di tutte le celle elettrochimiche. L'elettrodo di zinco metallico si ossida, rilasciando cationi Zn 2+ nel mezzo acquoso. Ciò si verifica nel contenitore ZnSO 4 a sinistra.
A destra, la soluzione contenente CuSO 4 viene ridotta, trasformando i cationi Cu 2+ in rame metallico che si deposita sull'elettrodo di rame. Durante lo sviluppo di questa reazione, gli elettroni viaggiano attraverso un circuito esterno attivandone i meccanismi; e quindi, fornendo energia elettrica per il funzionamento di una squadra.
Componenti di celle elettrochimiche
elettrodi
Le correnti elettriche vengono generate o consumate nelle celle elettrochimiche. Per garantire un flusso adeguato di elettroni devono essere presenti materiali che siano buoni conduttori di elettricità. Qui entrano gli elettrodi e il circuito esterno, dotato di cablaggio in rame, argento o oro.
Gli elettrodi sono i materiali che forniscono la superficie dove avverranno le reazioni nelle celle elettrochimiche. Esistono due tipi a seconda della reazione che si verifica in essi:
-Anodo, elettrodo in cui si verifica l'ossidazione
-Catodo, elettrodo in cui avviene la riduzione
Gli elettrodi possono essere realizzati in materiale reagente, come nel caso della cella di Daniel (zinco e rame); oppure, di materiale inerte, come accade quando sono in platino o grafite.
Gli elettroni rilasciati dall'anodo devono raggiungere il catodo; ma non attraverso una soluzione, ma attraverso un cavo metallico che unisce entrambi gli elettrodi ad un circuito esterno.
Dissoluzione elettrolitica
Anche la soluzione che circonda gli elettrodi gioca un ruolo importante, in quanto arricchita di potenti elettroliti; come: KCl, KNO 3 , NaCl, ecc. Questi ioni favoriscono, in una certa misura, la migrazione degli elettroni dall'anodo verso il catodo, nonché la loro conduzione attraverso le vicinanze degli elettrodi per interagire con le specie da ridurre.
L'acqua di mare, ad esempio, conduce l'elettricità molto meglio dell'acqua distillata, con una minore concentrazione di ioni. Ecco perché le celle elettrochimiche hanno una forte dissoluzione elettrolitica tra i loro componenti.
Ponte delle Saline
Gli ioni della soluzione iniziano a circondare gli elettrodi provocando una polarizzazione delle cariche. La soluzione attorno al catodo inizia a caricarsi negativamente, man mano che i cationi vengono ridotti; nel caso della cella Daniel, i cationi Cu 2+ quando depositati come rame metallico sul catodo. Quindi, inizia a esserci un deficit di cariche positive.
È qui che interviene il ponte salino per bilanciare le cariche e impedire la polarizzazione degli elettrodi. Verso il lato o compartimento del catodo, i cationi del ponte salino migreranno, K + o Zn 2+ , per soppiantare il Cu 2+ consumato. Nel frattempo, NO 3 - anioni migreranno dal ponte salino verso il compartimento anodico, per neutralizzare la crescente concentrazione di Zn 2+ cationi .
Il ponte salino è composto da una soluzione satura di sali, con le estremità ricoperte da un gel permeabile agli ioni, ma impermeabile all'acqua.
Tipi di celle elettrochimiche e come funzionano
Il funzionamento di una cella elettrochimica dipende dal tipo di cella. Esistono fondamentalmente due tipi: galvanico (o voltaico) ed elettrolitico.
Galvanico
La cella di Daniel è un esempio di cella elettrochimica galvanica. In essi le reazioni avvengono spontaneamente e il potenziale della batteria è positivo; maggiore è il potenziale, più elettricità fornirà la cella.
Le celle o le batterie sono appunto celle galvaniche: il potenziale chimico tra i due elettrodi si trasforma in energia elettrica quando interviene un circuito esterno che li collega. Pertanto, gli elettroni migrano dall'anodo, accendono l'apparecchiatura a cui è collegata la batteria e vengono restituiti direttamente al catodo.
Elettrolitico
Le cellule elettrolitiche sono quelle le cui reazioni non avvengono spontaneamente, a meno che non siano alimentate con energia elettrica da una fonte esterna. Qui si verifica il fenomeno opposto: l'elettricità consente lo sviluppo di reazioni chimiche non spontanee.
Una delle reazioni più note e preziose che si verificano all'interno di questo tipo di cellula è l'elettrolisi.
Le batterie ricaricabili sono esempi di celle elettrolitiche e allo stesso tempo galvaniche: vengono ricaricate per invertire le loro reazioni chimiche e ristabilire le condizioni iniziali per il riutilizzo.
Esempi
La cella di Daniel
La seguente equazione chimica corrisponde alla reazione nella cella di Daniel dove partecipano zinco e rame:
Zn (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu (s)
Ma i cationi Cu 2+ e Zn 2+ non sono soli ma accompagnati dagli anioni SO 4 2- . Questa cella può essere rappresentata come segue:
Zn - ZnSO 4 - - CuSO 4 - Cu
La cella di Daniel può essere costruita in qualsiasi laboratorio, essendo una pratica molto ricorrente nell'introduzione dell'elettrochimica. Poiché Cu 2+ viene depositato come Cu, il colore blu della soluzione CuSO 4 svanirà gradualmente.
Cella all'idrogeno al platino
Immagina una cella che consuma idrogeno gassoso, produce argento metallico e allo stesso tempo fornisce elettricità. Questa è la cella di platino e idrogeno e la sua reazione generale è la seguente:
2AgCl (s) + H 2 (g) → 2Ag (s) + 2H + + 2Cl -
Qui nel compartimento dell'anodo abbiamo un elettrodo di platino inerte, immerso in acqua e pompato in idrogeno gassoso. H 2 viene ossidato a H + e cede i suoi elettroni al precipitato lattiginoso di AgCl nel compartimento catodico con un elettrodo d'argento metallico. Su questo argento l'AgCl sarà ridotto e la massa dell'elettrodo aumenterà.
Questa cella può essere rappresentata come:
Pt, H 2 - H + - - Cl - , AgCl - Ag
Cella dei bassi
E infine, tra le celle elettrolitiche abbiamo quella del cloruro di sodio fuso, meglio conosciuta come cella di Downs. Qui, l'elettricità viene utilizzata per spostare un volume di NaCl fuso attraverso gli elettrodi, provocando così le seguenti reazioni:
2Na + (l) + 2e - → 2Na (s) (catodo)
2Cl - (l) → Cl 2 (g) + 2e - (anodo)
2NaCl (l) → 2Na (s) + Cl 2 (g) (reazione globale)
Così, grazie all'elettricità e al cloruro di sodio, si possono preparare sodio metallico e cloro gassoso.
Riferimenti
- Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
- Wikipedia. (2020). Cella elettrochimica. Estratto da: en.wikipedia.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (29 gennaio 2020). Celle elettrochimiche. Estratto da: thoughtco.com
- R. Ship. (Sf). Celle elettrochimiche. Estratto da: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
- Chemicool. (2017). Definizione di cella elettrochimica. Estratto da: chemicool.com
- Patricia Jankowski. (2020). Cos'è una cella elettrochimica? - Struttura e usi. Studia. Estratto da: study.com
- Alchimia (3 marzo 2011). Celle elettrochimiche. Chimica e scienza. Estratto da: laquimicaylaciencia.blogspot.com