L'elettrochimica è l'area della Chimica che studia le reazioni che comportano il trasferimento di elettroni e l'interconversione dell'energia chimica in energia elettrica.
L'elettrochimica viene applicata alla fabbricazione di molti dispositivi utilizzati nella nostra vita quotidiana, come batterie, telefoni cellulari, torce elettriche, computer e calcolatrici.
Reazioni di ossidazione
In elettrochimica, le reazioni studiate sono quelle di redox. Sono caratterizzati dalla perdita e dal guadagno di elettroni. Ciò significa che il trasferimento di elettroni da una specie all'altra.
Come suggerisce il nome, le reazioni redox si verificano in due fasi:
- Ossidazione: Perdita di elettroni. L'elemento che causa l'ossidazione è chiamato agente ossidante.
- Riduzione: guadagno di elettroni. L'elemento che causa la riduzione è chiamato agente riducente.
Tuttavia, per sapere chi guadagna e chi perde elettroni, è necessario conoscere i numeri di ossidazione degli elementi. Guarda questo esempio redox:
Zn(i) + 2H+(aq) → Zn2+(ac) + H2(g)
L'elemento di zinco (Zn2+) si ossida perdendo due elettroni. Allo stesso tempo, ha causato la riduzione dello ione idrogeno. Quindi, è l'agente riducente.
Lo ione (H)+) acquista un elettrone, subendo una riduzione. Di conseguenza, ha causato l'ossidazione dello zinco. È l'agente ossidante.
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Batterie ed elettrolisi
Lo studio dell'elettrochimica comprende batterie ed elettrolisi. La differenza tra i due processi è la trasformazione dell'energia.
- IL la cella converte l'energia chimica in energia elettrica, spontaneamente.
- IL l'elettrolisi converte l'energia elettrica in energia chimica, quindi non spontaneamente.
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pile
La cella, detta anche cella elettrochimica, è un sistema in cui avviene la reazione redox. È composto da due elettrodi e un elettrolita, che insieme producono elettricità. Se colleghiamo due o più batterie insieme, si forma una batteria.
L'elettrodo è la superficie conduttiva solida che consente lo scambio di elettroni.
- L'elettrodo in cui avviene l'ossidazione è chiamato anodo, che rappresenta il polo negativo della batteria.
- L'elettrodo su cui avviene la riduzione è il catodo, il polo positivo della batteria.
Gli elettroni vengono rilasciati all'anodo e seguono un filo conduttore fino al catodo, dove avviene la riduzione. Pertanto, il flusso di elettroni va dall'anodo al catodo.
L'elettrolita o ponte salino è la soluzione elettrolitica che conduce gli elettroni, permettendo la loro circolazione nel sistema.
Nel 1836, John Fredric Daniell costruì un sistema che divenne noto come Danielle Pila. Ha interconnesso, con un filo metallico, due elettrodi.
Un elettrodo era costituito da una lamina metallica di zinco, immersa in una soluzione acquosa di solfato di zinco (ZnSO4), che rappresenta l'anodo.
L'altro elettrodo era costituito da una lastra metallica di rame (Cu), immersa in una soluzione di solfato di rame (CuSO4), rappresentava il catodo.
Al catodo avviene la riduzione del rame. Nel frattempo, nell'anodo avviene l'ossidazione dello zinco. Secondo la seguente reazione chimica:
catodo: culo2+(aq) + 2e- | → Cu0(s)|
anodo: Zn0(s) | → Zn2(aq) + 2e-|
Equazione generale: Zn0(s) + Cu2+(aq) | → Cu0(s) + Zn2+(aq)|
Il "|" rappresenta le differenze di fase tra reagenti e prodotti.
Elettrolisi
IL elettrolisi è la reazione di ossidoriduzione che avviene in modo non spontaneo, causata dal passaggio di corrente elettrica proveniente da una sorgente esterna.
L'elettrolisi può essere ignea o acquosa.
L'elettrolisi ignea è quella che viene elaborata da un elettrolita fuso, cioè dal processo di fusione.
Nell'elettrolisi acquosa, il solvente ionizzante utilizzato è l'acqua. In soluzione acquosa, l'elettrolisi può essere eseguita con elettrodi inerti o elettrodi attivi (o reattivi).
applicazioni
L'elettrochimica è molto presente nella nostra vita quotidiana. Alcuni esempi sono:
- Reazioni nel corpo umano;
- Fabbricazione di vari dispositivi elettronici;
- Ricarica delle batterie;
- Galvanotecnica: rivestimento di parti in ferro e acciaio con zinco metallico;
- Vari tipi di applicazione nell'industria chimica.
La ruggine nei metalli è formata dall'ossidazione del ferro metallico (Fe) a catione di ferro (Fe2+) in presenza di aria e acqua. Possiamo considerare la ruggine come un tipo di corrosione elettrochimica. Il rivestimento con zinco metallico, attraverso il processo di galvanica, impedisce al ferro di entrare in contatto con l'aria.
Esercizi
1. (FUVEST) - I e II sono equazioni di reazioni che avvengono spontaneamente in acqua, nel senso indicato, in condizioni standard.
IO. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Analizzando tali reazioni, da sole o insieme, si può affermare che, in condizioni standard,
a) gli elettroni vengono trasferiti da Pb2+ per Fe.
b) deve avvenire una reazione spontanea tra Pb e Zn2+.
c) Zn2+ deve essere un ossidante migliore di Fe2+ .
d) Zn deve ridurre spontaneamente Pb2+ a Pb.
e) Zn2+ deve essere un ossidante migliore del Pb2+.
d) Zn deve ridurre spontaneamente Pb2+ a Pb.
2. (Unip) Gli oggetti in ferro o acciaio possono essere protetti dalla corrosione in diversi modi:
I) Coprire la superficie con uno strato protettivo.
II) Mettere l'oggetto a contatto con un metallo più attivo come lo zinco.
III) Mettere l'oggetto a contatto con un metallo meno attivo come il rame.
Sono corretti:
a) solo io.
b) solo II.
c) solo III.
d) solo I e II.
e) solo I e III
d) solo I e II.
3. (Favest) In una pila del tipo che si trova comunemente nei supermercati, il polo negativo è costituito dal rivestimento esterno di zinco. La semireazione che permette allo zinco di funzionare come polo negativo è:
a) Zn+ + e- → Zn
b) Zn2+ + 2e- → Zn
c) Zn → Zn+ + e-
d) Zn → Zn2+ + 2e
e) Zn2+ + Zn → 2Zn+
d) Zn → Zn2+ + 2e
