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Energy Engineering - Fondamenti di chimica

Schema riassuntivo elettrolisi

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La cella elettrolitica L’energia elettrica può essere impi egata per far avvenire le os sidoriduzioni non s pontanee. Facendo passare la corrente continu a attraverso una solu zione ionica si ha la trasformazione dell ’energia elettrica in energia chi mica, con un processo chiamato elettrolisi. U na cella elettrolitica è costituita da un rec ipiente con due elettrodi imme rsi in una soluzione che contiene ioni per poter condurre la corrente. I liquidi c he con tengono ioni (elettroliti) possono essere acidi, basi , sali , solidi ionici fusi, ma non solidi molecolare (es. zucchero). In particolare , i cationi (+) si spostano al catodo e gli anioni (-) all’anodo. Elettrolisi di un sale fuso In un contenitore resistente alle alte temperature si pone del sale fuso, ad esempio NaCl. In esso si immergono due elettrodi inerti di grafite colleg ati ad un generatore di corrente elettrica. Il polo negativo (catodo ) attira i cationi Na + e si ha un a riduzione: ��++1������−→ �� . Il s odio metallico si deposita sul fondo del recipiente. Il polo positivo (anodo) attira anioni C l- e si ha l ’ossidazione : 2�������−−2������−→ �������2 (������� ����������������� ���������������������������������� ��������� �������2→2�������−−2������−). Il cloro gassoso che si produce esce dal recipiente , appunto, in forma di gas . Nella cella elettrolitica, rispetto a quella elettrochimica, i segni di anodo e catodo sono invertiti, ma all'anodo si ha sempre una ossidazione e al catodo una riduzione. Quando si hanno contemporaneamente più specie chimiche: al catodo si scaricano per primi (riduzione) i cationi con potenziale di riduzione maggiore, mentre all ’anodo si scaricano per primi (ossidazione) gli anioni con potenziale di riduzione minore. Elett rolisi di soluzioni saline In un recip iente , contenente una soluzione concentrata di NaCl, si immergono 2 elettrodi di grafite collegati ad un generatore di corrente. I n tal caso sono presenti 3 specie che possono ridursi al catodo: �� ++1������−→�� ������°=−2,71 ������ ��������������+�������−→ ������� ������−+������� ������°=−�,������� ������ 2������++2������−→ ������2 ������°=0,00 ������ È favorita la riduzione dell'idrogeno perché ha un potenziale di riduzione più positivo ma, vista la p oca quantità, si riduce l'acqua con produzione di H 2 gas soso e ioni O H-. Invece Na+, pur essendo in elevata concentrazione, ha un potenziale di riduzione troppo basso. Anche all'anodo vi sono 3 specie che possono ossidarsi all'anodo ( reazioni scritte nel verso opposto rispetto alla tavola dei potenziali standard): 4�������−−4������−→ 2������2�+�2 ������°=+0,40 ������ 2������2�−4������−→ 4������++�2 ������°=+1,23 ������ �������������−−�������−→ ������������� ������°=+�,������� ������ Dovrebbe ossidarsi l ’OH -, che ha il potenziale di riduzione minore, invece, sperimentalmente si osserva l ’ossidazione di Cl -, pur avendo E° leggermente superiore all ’acqua, perché : 1. Concentrazione di OH - molto bassa; 2. Il Cl- si sposta più rapidamente; 3. La concentrazione è e levata; 4. L’ossigeno ha una sovratensione (energia in più da for nire) che ne impedisce la formazione. Riassumen do: Catodo 2������2�+2������−→ 2�������−+������2 Anodo 2�������−−2������−→ �������2 Totale 2������2�+2�������−→2�������−+������2+�������2 (La soluzione, quindi, assum e un car attere basico ) Elettrolisi di soluzioni acide Nelle soluzioni acide è sempre presente una grande quantità di ioni H+, perciò al catodo si forma sem pre H 2 gassoso secondo la reazione: 2������++2������−→ ������2 (Ciò che avviene al catodo dipende dal tipo di acido ) Elettrolisi di soluzioni basiche Nelle soluzioni basiche l ’abbondanza di ioni OH - porta sempre alla fo rmazione di O 2 all’anodo: 4�������−−4������−→ 2������2� (Ci ò che avviene al catodo dipende dal tipo di base) Elettrolisi dell ’acqua L’elettrolisi d i H 2O pur a non è possibile perché è troppo poco dissociata, perciò si aggiunge una piccola quantità di HCl (o un altro elettrolita) per renderla conduttrice. Al catodo migrano H + e H 2O, mentr e all ’anodo migrano H 2O, Cl - e OH -. Poiché la concentrazion e di H +, O H- e Cl - è trascurabile , solo l ’acqua partecipa alla reazione: Catodo 4������2�+4������−→ 4�������−+2������2 An odo 2������2�−4������−→ 4������++�2 Totale 6������2�→4������� −+4������++2������2+�2,�������������������������� : 2������2�→2������2+�2 Applicazioni dell ’elettrolisi La galvanostegia consiste nel ricoprire oggetti metallici con uno strato molto sottile di un altro metallo fatto depositare e lettroliticamente, allo scopo di proteggere l'oggetto dalla corrosione oppure di renderlo più pregiato. Ad esempio, si può fare la doratura, l'argentatura, la cromatura, la stagnatura (il ferro stagnato è la latta), la zincatura, usando l'oggetto da ricoprire come catodo, l'anodo del corrispondent e metallo e soluzioni elettrolitich e del rispettivo sale. Se l'oggetto non è metallico lo si rende tale ricoprendolo con un'apposita vernice. L'elettroforesi è un processo utilizzato per analizzare e separare macromolecole come proteine, acidi nucleici, ecc. infatti, alcune macromolecole dotate di carica elettrica poste in un gel di amido e sotto l'influenza di un campo elettrico generato da due elettrodi immer si nella soluzione (o ge l) si spostano con velocità diversa, ottenendo la loro separazione.