reazioni di ossido-riduzione e...

Reazioni di ossido-riduzione e

elettrochimica

Il numero di ossidazione (n.ox) è una carica positiva o negativa che viene attribuita

formalmente a ciascun elemento in un composto.

Corrisponde al numero delle cariche che l'atomo assume se, per convenzione, si

considera un trasferimento dei doppietti elettronici di legame all'atomo più

elettronegativo

Per esempio in HCl il doppietto di legame andrà al cloro che «acquista» un elettrone

in più rispetto alla sua configurazione elettronica. Quindi n.ox = -1. Per l’idrogeno si

ha la perdita di un elettrone e quindi n.ox = +1

Il numero di ossidazione non è una carica reale, bensì fittizia, attribuita a

ciascun elemento in un composto.

Solo nel caso di ioni il numero di ossidazione corrisponde alla carica dello

ione.

n.o. +1 n.o. -1

H Cl

NUMERO DI OSSIDAZIONE

Per calcolare i numeri di ossidazione degli elementi di un composto si deve quindi stabilire quale di

essi è il più elettronegativo ed attribuirgli tutti gli elettroni di legame.

Dopo questa fittizia attribuzione si vede la carica assunta dagli atomi.

Esempi:

H2O: l’ossigeno è più elettronegativo dell’idrogeno

Si attribuiscono gli elettroni dei due legami H-O all’ossigeno

CO2: l’ossigeno è più elettronegativo del carbonio

Si attribuiscono gli elettroni dei quattro legami C-O agli ossigeni

NH3: l’azoto è più elettronegativo dell’idrogeno

Si attribuiscono gli elettroni dei tre legami N-H all’azoto

+1 +1

-2

O C O

N

H

H

:

H

-2-2+4

-3+1+1

+1

REGOLE PER DETERMINARE I NUMERI DI OSSIDAZIONE

1) Tutte le sostanze allo stato elementare hanno numero

di ossidazione zero.

Per esempio O2, Fe, H2, O3

2) Negli ioni monoatomici gli elementi hanno numero di

ossidazione uguale alla carica ionica.

Per esempio -1 per Cl-, +2 per Ca2+

3) Alcuni elementi mantengono costante il loro numero di

ossidazione in tutti i composti che formano, mentre altri lo

variano da un composto all’altro.

In particolare:

L’idrogeno nei composti ha sempre numero di ossidazione

+1 (-1 negli idruri)

L’ossigeno nei composti ha sempre numero di ossidazione

-2 (-1 nei perossidi)

:Cl Cl:

0 0

hanno solo numeri di ossidazione

positivi

possono avere numeri di ossidazione positivi o

negativi

Tranne alcune eccezioni gli elementi di gruppi pari hanno solo numeri di ossidazione pari,

mentre quelli dei gruppi dispari hanno solo numeri di ossidazione dispari.

Per tutti gli elementi, il numero di ossidazione positivo il più alto corrisponde al numero

del gruppo cui l’elemento appartiene.


METALLI NON METALLI

GRUPPO:

1 (tranne H)

2

3

4

5

6

7

n.ox:

+1 SEMPRE

+2 SEMPRE

+3 SEMPRE

C –4, +4 e +2; S –4 e +4; Sn e Pb +4 e +2 ;

N –3, +1, +2, +3, +4 e +5; P –3, +3 e +5; Sb +3 e +5;

O quasi sempre –2; S –2, +4 e +6 ;

F –1 SEMPRE; gli altri elementi hanno –1, +1, +3, +5 e +7.;


Per gli elementi dei 7 gruppi principali:

Conoscendo il n.ox di ossigeno ed idrogeno è possibile stabilire il n.ox degli altri elementi

presenti nel composto, considerando che:

PER COMPOSTI NEUTRI: la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di

tutti gli elementi presenti in un composto è uguale a zero.

Esempio

H2SO42(+1)+x+4(-2)=0 x=6

-2x+1

H2SO4

-2+6+1

Atomi

di H

n° ox.

H

Atomi

di O

n°

ox.

O

n° ox. S

HNO2+1+x+2(-2)=0 x=3

-2x+1

HNO2

-2+3+1

n° ox.

H

Atomi

di O

n° ox.

O

n° ox. N

PER IONI POLIATOMICI: la somma algebrica dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di

tutti gli elementi è uguale alla carica ionica.

PO43- x+4(-2)=-3 x=5

-2x

n° ox. P Atomi

di O

n°

ox.

O

carica

anione

PO43-

-2+5

Le reazioni di ossidoriduzione sono reazioni in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione:

La sostanza che acquista elettroni (C) DIMINUISCE il suo numero di ossidazione = si riduce, ed è detta ossidante.

La sostanza che perde elettroni (H) AUMENTA il suo numero di ossidazione = si ossida, ed è detta riducente.

Semireazioni

E’ possibile scrivere separatamente le semireazioni di ossidazione e riduzione evidenziando lo scambio di elettroni.

Ad esempio la reazione:

Zn + 2H+ Zn2+ + H2

Può essere scomposta in:

Zn Zn2+ + 2e- (semireazione di ossidazione)

2H+ + 2e- H2 (semireazione di riduzione)

Ciascuna semireazione è bilanciata quando il numero degli atomi e la carica totale sono gli stessi a destra e sinistra.

Cu(s) + Zn2+(aq) Cu2+(aq) + Zn(s)

Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+(aq)

Spontaneità delle reazioni di ossido-riduzione:

SPONTANEA ==> il potere ossidante della semicoppia Cu2+/Cu è

MAGGIORE di quello della semicoppia Zn2+/Zn

CuCuCuCu

ZnZn2+2+ZnZn2+2+

ZnZnZnZn

CuCu2+2+CuCu2+2+ CuCuCuCu

Potere ossidanteCu2+/Cu

Potere ossidanteZn2+/Zn>

E’ possibile sfruttare reazioni di ossidoriduzione spontanee per avere

passaggio di elettroni (quindi corrente elettrica) e dunque produzione di

energia elettrica. E’ anche possibile far avvenire reazioni di

ossidoriduzione non spontanee se forniamo energia elettrica

dall’esterno.

Elettrochimica

Trasformazione

ENERGIA CHIMICA ENERGIA ELETTRICA

2 tipi di processi che coinvolgono REAZIONI REDOX

1. Celle galvaniche o pileProcesso ossidoriduttivo SPONTANEO - trasformazione di energia chimica in energia elettrica

2. Celle elettroliticheProcesso ossidoriduttivo NON SPONTANEO - trasformazione di energia elettrica in energia chimica

Una reazione di ossidoriduzione può essere condotta con le due semireazioni

separate fisicamente e connesse solo da un conduttore elettrico che permette il

trasferimento degli elettroni liberati nella semireazione di ossidazione a quella di

riduzione.

Consideriamo ad esempio la reazione spontanea che abbiamo visto prima:

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s)

le cui due semireazioni sono: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- ossidazione

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) riduzione

Zn

Zn2+

Cu

Cu2+

Zn

Zn2+

Cu

Cu2+

VoltmetroVoltmetro V=0V=0VoltmetroVoltmetroVoltmetroVoltmetro V=0V=0V=0V=0

+ -

Poiché si ha passaggio di elettroni da sinistra a destra se la neutralità delle

soluzioni non viene ristabilita si crea a destra un accumulo di carica + e a

sinistra di carica – che si oppone ad un ulteriore passaggio di corrente.

VoltmetroZn

Zn2+

Cu

Cu2+

V>0

SO42- ponte salino K+

KSO4

+–

Se la reazione è spontanea, gli elettroni hanno la tendenza ad andare spontaneamente dallo zinco al rame.

CELLE GALVANICHE O PILE

Si definisce:

anodo l’elettrodo al quale si ha l’ossidazione

catodo l’elettrodo al quale si ha la riduzione

In una cella gli elettroni fluiscono dall’anodo al catodo per cui l’anodo

ha segno negativo e il catodo ha segno positivo

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- ossidazione anodo negativo

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) riduzione catodo positivo

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s) reazione della cella

+

–

La pila può essere schematizzata come:

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+

(aq) | Cu(s)

In questa notazione l’anodo è scritto a sinistra ed il catodo a destra con

le specie scritte nelle stesso ordine in cui compaiono nelle rispettive

semireazioni.

Tipi di semielementi

Semielementi di PRIMA SPECIE: elettrodo

metallico immerso in una soluzione elettrolitica

contenente i suoi ioni (pila Daniell)

Semielemento ad idrogenoReazione 2 H+

(aq) + 2 e- H2(g)

Rappresentazione H+ (M) H2 (P=1 atm) Pt

Semielementi a GAS: elettrodo metallico

inerte (Pt, Au) a contatto con un gas e

immerso in una soluzione elettrolitica

contenente l’anione o il catione

corrispondente al gas (semielementi ad

idrogeno, ad ossigeno, a cloro)

Me

Mez+(aq)

Prima specie

Pt

H3O+

(aq)

H2(s)Pt

H3O+

(aq)

H2(s)

A gas

Forza elettromotrice di una pila (fem)

E’ la differenza di potenziale (d.d.p.) massima che può esistere tra i due

elettrodi di quella pila, cioè a circuito aperto e quindi quando NON vi è

circolazione di corrente

(per la misura della f.e.m. di una pila si utilizza un circuito potenziometrico)

La f.e.m. di una pila è per definizione una grandezza POSITIVA ed è correlata

al potenziale (assoluto) di ciascun semielemento dalla relazione:

E = ECatodo - EAnodo = EC - EA

EC > EA il catodo (semireazione di riduzione) si trova ad un potenziale

maggiore rispetto all’anodo

fem standard di cella e potenziali standard di elettrodo

Poichè la fem dipende anche dalle concentrazioni delle specie implicate

e dalla temperatura è necessario riferirsi a delle condizioni standard.

Definiamo fem standard (E0cella) la fem della cella che opera in

condizioni standard:

Concentrazione dei soluti pari a 1 M

Pressione parziale dei gas pari a 1 atm

T = 25°C.

Ad esempio la cella zinco-rame (nota anche come pila Daniell) ha una

E0cella = 1,10V cioè se fatta operare con [Zn2+]=[Cu2+]=1M genera una

differenza di potenziale massimo di 1.10V.

Poiché è impossibile misurare il potenziale di un singolo elettrodo ma solo la

differenza di potenziale fra due elettrodi, occorre un elettrodo di riferimento a

cui si assegna il valore di potenziale standard nullo.

Per convenzione l’elettrodo di riferimento è l’elettrodo standard di idrogeno in

cui la concentrazione degli ioni H+ è 1M, la pressione parziale di H2 è di 1atm e la

temperatura è 25°C.

Elettrodo standard di riferimento:

C25a .... 0

aq

)atm 1(2

pH

)(H

H

Pt

2 H+(aq) + 2 e- H2(g)

Pt

pH=0

H2(1 atm)2525°°CC

Potenziale standard di riduzione.In pratica per ottenere il valore di E0 per un dato elettrodo si costruisce una pila

accoppiando tale elettrodo in condizioni standard all’elettrodo standard ad

idrogeno e si misura il valore di E0 cella. Se in tale pila l’elettrodo da

caratterizzare subisce una riduzione si ha:

E0 = Ecella

Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s) E= + 0,3419 V

Pt

pH=0

H2(1 atm)Cu

[Cu2+]=1,0 M

Cu

[Cu2+]=1,0 M2525°°CC

Zn2+(aq) + 2 e- Zn(s)

Pt

pH=0

H2(1 atm)Zn

[Zn2+]=1,0 M

E= - 0,7618 V

25°C

Posso quindi determinare il potenziale standard di un qualunque

semielemento

In questo modo sono stati misurati e tabulati i potenziali standard

di riduzione per le principali semireazioni elettrodiche.

- Maggiore (più positivo) è il potenziale di riduzione di una data

specie e maggiore è la sua tendenza a ridursi: maggiore sarà

quindi la sua forza ossidante.

- Minore è il potenziale di riduzione di una data specie e maggiore

è la sua tendenza a ossidarsi nella corrispondente specie ossidata:

maggiore sarà quindi la sua forza riducente (E0oss = -E0

rid).

Zn

[Zn2+]=1,0 M

Cu

[Cu2+]=1,0 M

+-

25°C

VV.V.EEfemoo

1037,1)76180(34190

Riduzione

(catodo)

Ossidazione

(anodo)

Una volta noti i potenziali standard posso determinare la fem della pila:

Il semielemento con potenziale standard più positivo sarà il catodo

della pila; l’altro semielemento sarà l’anodo.

La fem è la differenza tra il potenziale catodico e quello anodico

Semireazione E° (V)

F2(g) + 2e- 2F- +2.87

PbO2(s) + SO42-

(aq) + 4H+ + 2e- PbSO4(s) + H2O +1.69

2HOCl(aq) + 2H+(aq) + 2e- Cl2(g) + 2H20 +1.63

MnO4-(aq) + 8H+

(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H20 +1.51

PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e- Pb2+

(aq) + 2H2O +1.46

BrO3-(aq) + 6H+

(aq) + 6e- Br-(aq) + 3H2O +1.44

Au3+(aq) + 3e- Au(s) +1.42

Cl2 (g) + 2e- Cl-(aq) +1.36

O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 2H2O +1.23

Br2 (aq) + 2e- 2Br-(aq) +1.07

NO3-(aq) + 4H+

(aq) + 3e- NO(g) + 2H2O +0.96

Ag+(aq) + e- Ag(s) +0.80

Fe3+(aq) + e- Fe2+

(aq) +0.77

I2(s) + 2e- 2I-(aq) +0.54

NiO2(aq) + 4H+(aq) + 3e- Ni(OH)2(s) + 2OH-

(aq) +0.49

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) +0.34

SO42-

(aq) + 4H+(aq) + 2e- H2SO3(aq) + H2O +0.17

Semireazione E° (V)

2H+(aq) + 2e- H2(g) 0.00

Sn2+(aq) + 2e- Sn(s) -0.14

Ni2+(aq) + 2e- Ni(s) -0.25

Co2+(aq) + 2e- Co(s) -0.28

PbSO4(s) + 2e- Pb(s) + SO42-

(aq) -0.36

Cd2+(aq) + 2e- Cd(s) -0.40

Fe2+(aq) + 2e- Fe(s) -0.44

Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) -0.74

Cr3+(aq) + 3e- Cr(s) -0.83

2H2O(aq) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq) -1.66

Mg2+(aq) + 2e- Mg(s) -2.37

Na+(aq) + e- Na(s) -2.71

Ca2+(aq) + 2e- Ca(s) -2.76

K+(aq) + e- K(s) -2.92

Li+(aq) + e- Li(s) -3.05

La serie elettrochimica dei potenziali standard di riduzione (25°C)M

IGLIO

RI O

SS

IDA

NT

I

MIG

LIO

RI R

IDU

CE

NT

I

Serie elettrochimica

I potenziali standard di riduzione ordinano le sostanze in base alla loro tendenza a ridursi.

Esprimono l’energia libera della semireazione in Volt

Indicano anche il potere riducente o ossidante.

Valori negativi sono associati ad alti poteri riducenti della forma ridotta (es. Zn)

Valori positivi ad alto potere ossidante della forma ossidata (es. Cu2+)

La serie elettrochimica è in ordine decrescente di potere ossidante

Uso della serie elettrochimica

I potenziali standard di riduzione ci indicano la tendenza di una

semireazione ad avvenire.

Ad esempio, la semireazione per l’elettrodo standard del potassio è:

Il valore fortemente negativo ci dice che tale reazione avverrà molto

difficilmente.

V -2.925=E K e K0

Il valore molto positivo indica che tale reazione avverrà prontamente

così come è scritta.

Valori positivi di E0 ci dicono che la reazione tenderà ad avvenire da

sinistra verso destra:

V +2.87=E F 2 e 2 + F0--

2

Lavoro ed energia di Gibbs

L’Energia di Gibbs rappresenta il massimo lavoro non di espansione ottenbile da

un processo:

GFornisce il massimo

lavoro utilizzabile di

un processo

Fornisce la

direzione del

processo

G = H - T S oppure

H = G + T SEnergia

DisponibileLavoro

utilizzabile

Energia

DispersaBenzina

Energia Interna

Legami Chimici

Ruote che girano, batteria che si carica, luci…

Calore disperso nell’ambiente, che aumenta l’entropia dell’univrso

Il lavoro elettrico necessario a spostare una carica elettrica q attraverso un

conduttore ai cui capi vi sia una differenza di potenziale V è data da

wel = q . V

Nel sistema internazionale le unità sono:

q coulomb C V volt

1) Poiché la quantità di carica trasportata nella cella è pari a

q = nF

n = numero di elettroni scambiati nella redox

F = costante di Faraday è la quantità di carica trasportata da una mole di

elettroni

F = Na e = 6,021023 · 1,6010-19C = 96500 C

2) la differenza di potenziale massima è la fem E

Il lavoro massimo che una cella può fornire per moli di reagenti è

Wel.max = nFEcella

Per la generica reazione redox che costituisce la pila possiamo valutare la

variazione di energia libera:

In cui Q è il quoziente di reazione della redox.

Considerando che la variazione dell’energia libera di Gibbs rappresenta anche il

lavoro elettrico massimo che la pila può fornire si ha:

G= - wel = - nFE

QRTGG ln0

Possiamo uguagliare i due termini e trovare la fem:

QnF

RT

nF

GE

QRTGEnF

ln

ln

0

0

Poiché in condizioni standard

G0 = - nFE0

QnF

RTEE ln

0

Equazione di Nernst:

Fem standard

Numero degli

elettroni

Quoziente della reazione redox

Costante di

Faraday

A 25°C:

QnF

RTEE ln

0

R=8.31J/mol/K

Qn

EE log059.00

L’equazione di Nernst può essere usata per determinare il potenziale di un

singolo semielemento:

]ln[

lnln

2/

0

/

/0

/0

/

22

2

222

ZnnF

RTEE

a

a

nF

RTEQ

nF

RTEE

ZnZnZnZn

Zn

ZnZnZnsemireazZnZn

ZnZn

Zn2+(aq) + 2 e- Zn(s)

Più in generale si ha:

b

a

ridottaforma

ossidataforma

nF

RTEE ln

0

Esempio: Calcolare la fem a 25°C della seguente cella

Zn(s) | Zn2+(aq)(1,0010-5M) || Cu2+(aq) (0,100M) | Cu(s)

Sapendo che la sua fem standard è 1,10V.

1.22V0.121.10

4)(0.02961.100.1

101.0log

2

0.05921.10

][Cu

][Znlog

2

0.0592ElogQ

n

0.0592EE

5

2

2

0

cella

0

cellacella

La reazione della cella è

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

L’equazione di Nernst può essere scritta

Esempio: Calcolare 25°C il potenziale per il seguente semielemento a idrogeno.

Pt(s) | H2(1atm) |[H+]=0.1M) ||…..

La reazione redox è:

2H++2 e H2

VP

H

F

RTEE

H

HHHH

059.01

)1.0(log

2

059.00

][ln

2

22

/0

/

2

22

pHE

H

P

H

F

RTEE

HH

H

HHHH

059.0

1

][log

2

059.00

][ln

2

2

2

22

/

22

/0

/

Misura del pH

Mediante la misura del potenziale dell’elettrodo ad idrogeno è possibile determinare il pH del semielemento:

2H++2 e H2

pHE

H

P

H

F

RTEE

HH

H

HHHH

059.0

1

][log

2

059.00

][ln

2

2

2

22

/

22

/0

/

1. Un elettrodo il cui voltaggio

cambia col pH

2. Un elettrodo di riferimento il

cui voltaggio non cambia

3. Un volt meter che converte i

millivolts in unità pH.

MeterMeter

refe

rence

refe

rence

pH

ele

ctro

de

pH

ele

ctro

de

Sistemi elettrochimici per la generazione di energia elettrica

Primary

batteries

POWER

Fuel cells

Reaction

products

(exhaust)

Reductant

(fuel)

Oxidant

POWER

Secondary

batteries

Recharge

POWER

POWER

Anode: Zn Zn2+ + 2e-

Cathode: 2MnO2 + 2H2O +2e- 2MnOOH + 2OH-

Electrolyte: Zn2+ 2NH4Cl +2OH- Zn(NH3)Cl2 + 2H2O

2MnO2 + Zn + 2NH4Cl 2MnOOH + Zn(NH3)Cl2

Primary batteries

PILE ALCALINE (a voltaggio costante)PILE ALCALINE (a voltaggio costante)

Involucro di zinco Involucro di zinco (anodo)(anodo)Involucro di zinco Involucro di zinco (anodo)(anodo)

Catodo metallico (ottone)Catodo metallico (ottone)Catodo metallico (ottone)Catodo metallico (ottone)

Chiusura in plasticaChiusura in plasticaChiusura in plasticaChiusura in plastica

ZnZn((ss) + 2 OH) + 2 OH--((aqaq) ) ZnZn(OH)(OH)22((ss) + 2 e) + 2 e--

MnOMnO22((ss) + H) + H22O(O(ll) + 2 e) + 2 e--

MnMn22OO33((ss) + 2 OH) + 2 OH--((aqaq))

GrafiteGrafiteGrafiteGrafite

Impasto di ZnClImpasto di ZnCl22, , KOH e polvere di KOH e polvere di carbonecarbone

Impasto di ZnClImpasto di ZnCl22, , KOH e polvere di KOH e polvere di carbonecarbone

MnOMnO22(s)(s)MnOMnO22(s)(s)

Secondary (rechargeable) batteries

Lithium-ion battery

Discharge

Charge

Cathode (LiMexOy)

LiCoO2 -utilized for commercial batteries

LiNiO2, LiMn2O4-prospective

Anode (CLix)

Cathode:

LiMeO2 - xe- Li1-xMeO2 + xLi+

Anode:

C + xLi+ + xe- CLix

CHARGE

DISCHARGE

CHARGE

DISCHARGE

Separator

Aluminum can

Positive terminal

Negative terminal

Secondary (rechargeable) batteries

Lead-acid battery

Lead paste in

Pb-mesh

(anode)

Lead dioxide paste in

Pb-mesh (cathode)

Porous separator

Safety valve

Lead-acid battery

Lead paste in

Pb-mesh

(anode)


Pb-mesh (cathode)

Porous separator

Lead-acid battery

Lead paste in

Pb-mesh

(anode)


Pb-mesh (cathode)

Porous separator

Lead-acid batteryLead-acid battery

Lead paste in

Pb-mesh

(anode)


Pb-mesh (cathode)

Porous separator

Safety valvePb PbO

2

E=2.06 V

36% H2SO

4

Pb PbO2

E=2.06 V

36% H2SO

4

PbSO4

PbSO4

PbSO4

PbSO4

discharge

chargePbSO4+H2O

PbO2+(2H++SO42-)+2H++2e-

discharge

PbSO4+ 2H+

Pb+(2H++SO42-)-2e-

charge

discharge

chargePbSO4+H2O

PbO2+(2H++SO42-)+2H++2e-

discharge

chargePbSO4+H2O

PbO2+(2H++SO42-)+2H++2e-

discharge

chargePbSO4+H2O

PbO2+(2H++SO42-)+2H++2e-

discharge

PbSO4+ 2H+

Pb+(2H++SO42-)-2e-

charge

discharge

PbSO4+ 2H+

Pb+(2H++SO42-)-2e-

discharge

PbSO4+ 2H+

Pb+(2H++SO42-)-2e-

charge

PbO2 + Pb + H2SO4 2PbSO4 + 2H2OdischargePbO2 + Pb + H2SO4 2PbSO4 + 2H2Odischarge

Fuel cells

L’ossigeno viene alimentato nel comportamento catodico: catodo di grafite

porosa impregnata con Pt :

Reazione catodica O2 + 2 H2O + 4e 4 OH-

L’idrogeno (il combustibile) viene fornito al compartimento anodico: anodo di

grafite porosa contenente Pt, Ag o CoO

Reazione anodica H2 + 2 OH- 2 H2O + 2 e

La reazione complessiva è: 2H2 + O2 2 H2O

Corrosione del Fe

Per proteggere la struttura si usano degli anodi sacrificali che si

ossidano al posto del ferro evitando così la sua corrosione

ELETTROLISI

Una cella elettrolitica è una cella nella quale una corrente fa avvenire una reazione chimica che altrimenti non avverrebbe in quanto non spontanea. Il processo che avviene in una cella elettrolitica è detto elettrolisi.

E’ un processo molto utile per la preparazione di alcuni elementi fortemente riducenti difficilmente ottenibili per via chimica, quali

Na+ + e- Na(s) E0Na+/Na=-2,71V

Mg2+ + 2e- Mg(s) E0Mg2+/Mg=-2,36V

Al3+ + 3e- Al(s) E0Al3+/Al=-1,68V

Una cella elettrolitica è generalmente più semplice di un cella voltaica, in quanto:

- non è necessario far avvenire separatamente le due semireazioni

- La polarità degli elettrodi è imposta dalla sorgente esterna di corrente elettrica

Legge di Faraday (1791-1867)

La quantità di sostanza che subisce ossidazione o riduzione a ciascun elettrodo

durante l’elettrolisi è direttamente proporzionale alla quantità di elettricità che

passa attraverso la cella

Una unità di elettricità è chiamata faraday: 1 faraday è la quantità di

elettricità che corrisponde all’acquisto o alla perdita (e quindi al passaggio) di

6,022x1023 elettroni

g = PM Q/nF = PM I t/nF

Dove

g è la quantità in grammi scaricata all’elettrodo

n è il numero di elettroni scambiati a mole di reattivo

PM è il peso molecolare o atomico

F costante di Faraday = 96500 C/mol

Q è la carica in coulomb (Q=It) I è l’intensità di corrente (Ampere) e t il tempo

(s)

reazioni di ossido-riduzione e...

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