Il celle elettrochimiche Sono dispositivi in cui avvengono reazioni chimiche in cui l'energia chimica viene trasformata 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.
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 ZnDue+ al mezzo acquoso. Ciò si verifica nel contenitore ZnSO4 sulla sinistra.
A destra, la soluzione contenente CuSO4 si riduce, trasformando i cationi CuDue+ 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.
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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 in base alla reazione che si verifica in essi:
-Anodo, elettrodo in cui si verifica l'ossidazione
-Catodo, elettrodo in cui si verifica la riduzione
Gli elettrodi possono essere realizzati in materiale reagente, come nel caso della cella di Daniel (zinco e rame); o un materiale inerte, come quando sono fatti di 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.
Anche la soluzione che circonda gli elettrodi gioca un ruolo importante, in quanto arricchita di potenti elettroliti; come: KCl, KNO3, NaCl, ecc. Questi ioni favoriscono, in una certa misura, la migrazione degli elettroni dall'anodo al 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 concentrazione di ioni inferiore. Ecco perché le celle elettrochimiche hanno una dissoluzione di forti elettroliti tra i loro componenti..
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 di Daniel, i cationi CuDue+ depositandosi 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 migreranno dal ponte salino, o K+ o ZnDue+, per soppiantare il CuDue+ consumato. Nel frattempo, NESSUN anione migrerà dal ponte di sale3- verso il vano anodico, per neutralizzare la crescente concentrazione di cationi ZnDue+.
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..
Il funzionamento di una cella elettrochimica dipende dal tipo di cella. Esistono fondamentalmente due tipi: galvanico (o voltaico) ed elettrolitico.
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, maggiore sarà la quantità di elettricità fornita dalla 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.
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 essere riutilizzate..
La seguente equazione chimica corrisponde alla reazione nella cella di Daniel dove partecipano zinco e rame:
Zn (s) + CuDue+(aq) → ZnDue+(aq) + Cu (s)
Ma i cationi CuDue+ e ZnDue+ non sono soli ma accompagnati dagli anioni SO4Due-. Questa cella può essere rappresentata come segue:
Zn | ZnSO4 | | CORSO4 | Cu
La cella di Daniel può essere costruita in qualsiasi laboratorio, essendo una pratica molto ricorrente nell'introduzione dell'elettrochimica. Come il CuDue+ viene depositato come Cu, il colore blu della soluzione CuSO4 saranno persi.
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) + HDue(g) → 2Ag (s) + 2H+ + 2Cl-
Qui nel vano dell'anodo abbiamo un elettrodo di platino inerte, immerso in acqua e nel quale viene pompato idrogeno gassoso. La HDue si ossida a H.+ e dà 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.Due | H+ | | Cl-, AgCl | Ag
E infine, tra le celle elettrolitiche abbiamo la cella a cloruro di sodio fuso, meglio conosciuta come cella di Downs. Qui, l'elettricità viene utilizzata in modo che un volume di NaCl fuso passi attraverso gli elettrodi, provocando così le seguenti reazioni in essi:
2Na+(l) + 2e- → 2Na (s) (catodo)
2Cl-(l) → clDue(g) + 2e- (anodo)
2NaCl (l) → 2Na (s) + ClDue(g) (reazione globale)
Così, grazie all'elettricità e al cloruro di sodio, è possibile preparare sodio metallico e cloro gassoso..
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