Conversione dell’energia elettrica in energia chimica: l’elettrolisi

Con il termine elettrolisi si intende il fenomeno mediante il quale, per mezzo della corrente elettrica continua, viene fatta avvenire una reazione chimica non spontanea.

Il dispositivo tramite il quale si  realizza tale processo viene detto cella elettrolitica, ed essa è formata da un recipiente contenente un elettrolita (in soluzione acquosa o allo stato fuso) nel cui interno pescano due elettrodi metallici ciascuno dei quali viene collegato a uno dei due poli di un generatore di corrente continua.

elettrolisi

Per esempio, se in una soluzione acquosa di HCl 1 M introduciamo due elettrodi di grafite, e colleghiamo poi ciascuno di essi ai poli di una batteria si verificano agli elettrodi le due reazioni concomitanti:

elettrodo (-) 2 H+ + 2 e→ H2  (riduzione)

elettrodo (+) 2 Cl→ Cl2 + 2 e (ossidazione)

totale :          2 HCl = H2(gas) + Cl2(gas)

Pertanto al polo positivo della cella si sviluppa cloro elementare mentre al polo negativo della cella si sviluppa idrogeno elementare.

Per mezzo dell’energia elettrica fornita dal generatore di corrente continua è stata realizzata una reazione chimica non spontanea.

La stessa reazione, però nel verso opposto, avviene spontaneamente in una pila o cella galvanica ottenuta collegando attraverso un ponte salino un elettrodo standard a idrogeno con un elettrodo standard di cloro; infatti cortocircuitando i due elettrodi, si verificano le reazioni spontanee:

anodo (-) H2 → 2 H+ + 2 e   ossidazione

catodo (+) Cl2 + 2 e  → 2 Cl  riduzione

totale : H2 + Cl2→ 2 HCl

la reazione fatta avvenire in una cella elettrolitica è inversa a quella fatta avvenire in una cella galvanica; la differenza sostanziale è che mentre in una pila l’energia chimica liberata nel processo viene convertita in energia chimica, nella cella elettrolitica le reazioni elettrodiche non sono spontanee, e per farle avvenire è necessario fornire dall’esterno energia elettrica la quale viene convertita in energia chimica.

Poiché nelle celle galvaniche si è convenuto di chiamare anodo l’elettrodo dove avviene la reazione di ossidazione il quale è il polo negativo della pila e catodo l’elettrodo dove avviene la reazione di riduzione il quale è il polo positivo della pila, il medesimo criterio, porta alla conseguenza che il segno della polarità degli elettrodi delle celle elettrolitiche sia il contrario di quelle galvaniche.

Infatti, se un elettrodo di una cella elettrolitica è sede di una reazione di ossidazione, esso viene denominato anodo, ma in questo caso la polarità è positiva, mentre l’elettrodo di una reazione di riduzione di una cella elettrochimica viene denominato catodo ma in questo caso la polarità è negativa

Cella galvanica:

anodo (-) reazione di ossidazione

catodo (+) reazione di riduzione

 

Cella di elettrolisi:

anodo (+) reazione di ossidazione

catodo (-) reazione di riduzione

 

Esercizio

  • Una  soluzione acquosa di AuCl3  viene elettrolizzata per un certo tempo con una corrente costante di 1.000 A avendosi sviluppo di ossigeno all’anodo e deposizione di 1.200 g di oro metallico al catodo.

Calcolare: a) la massa di ossigeno ottenuto; b) il corrispondente volume a STP ; c) il numero di coulomb passati per la cella di elettrolisi; d) il tempo di durata dell’elettrolisi.

Iniziamo a vedere qual è la reazione catodica:

(-) Au3+ + 3 e → Au che ci indica che per ogni mole di Au ottenuto sono stati consumati 3 Faradays

Condividi
Avatar

Author: Chimicamo

Share This Post On