Le celle elettrochimiche sono costituite da due elettrodi che in genere sono conduttori metallici in contatto con un conduttore ionico detto elettrolita. In genere gli elettroliti sono soluzioni ioniche anche se possono essere costituiti da sali allo stato fuso come NaCl o KBr.
Le celle elettrochimiche sono costituite da due semicelle in ciascuna delle quali è presente un elettrodo immerso in un elettrolita; nelle due semicelle, collegate da un ponte salino, può essere presente lo stesso elettrolita o due elettroliti diversi.
In una semicella avviene una semireazione di ossidazione (perdita di elettroni) e nell’altra una riduzione (acquisto di elettroni).
Tipi di celle
Esistono due tipi di celle elettrochimiche:
1) Celle galvaniche in cui avviene una reazione spontanea con la conversione di energia chimica in energia elettrica
2) Celle di elettrolisi in cui avviene una reazione non spontanea con la conversione di energia elettrica in energia chimica
Confronto tra i tipi di celle
| Cella galvanica | Cella di elettrolisi |
| Avviene la conversione di energia chimica in energia elettrica | Avviene la conversione di energia elettrica in energia chimica |
| La reazione di ossidoriduzione è spontanea | La reazione di ossidoriduzione non è spontanea |
| L’anodo è l’elettrodo negativo e il catodo è quello positivo. All’anodo avviene l’ossidazione e al catodo la riduzione | L’anodo è l’elettrodo positivo e il catodo è quello negativo. All’anodo avviene l’ossidazione e al catodo la riduzione |
| Gli elettroni sono forniti dalla specie che si ossida e si muovono dall’anodo al catodo in un circuito esterno | Una batteria esterna fornisce gli elettroni che entrano nel catodo e fuoriescono dall’anodo |
Un tipico esempio di cella galvanica è costituito dalla pila Daniell in cui avviene la reazione:
Zn(s) + Cu2+(aq)→ Zn2+(aq) + Cu(s)
Notazione per una cella galvanica
Per convenzione:
1) la semicella in cui avviene la semireazione di ossidazione viene scritta a sinistra:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–
2) la semicella in cui avviene la semireazione di riduzione viene scritta a destra;
Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s)
3) gli elettroni si muovono attraverso il circuito esterno dal catodo all’anodo
4) gli anioni si muovono dalla semicella contenente il catodo a quella contenente l’anodo tramite il ponte salino che mantiene l’elettroneutralità nella semicella non appena si producono cationi dalla dissoluzione dell’anodo
5) i cationi si muovono dalla semicella contenente l’anodo a quella contenente il catodo tramite il ponte salino che mantiene l’elettroneutralità della semicella quando i cationi presenti in soluzione si riducono e si depositano sul catodo
6) l’anodo ha carica negativa in quanto fornisce elettroni e il catodo ha carica positiva
Una cella può essere rappresentata come:
Zn(s) │ Zn2+(aq) ǁ Cu2+(aq) │Cu(s)
Nella notazione la linea verticale singola indica un cambio di fase come, ad esempio un elettrodo solido immerso in una soluzione.
La linea verticale doppia indica il ponte salino. Poiché il ponte salino separa sempre le due semicelle possiamo identificare con facilità le due semireazioni.
Leggendo da sinistra verso destra vediamo che nella prima semicella avviene una semireazione in cui lo zinco solido perde elettroni e diventa ione zinco (semireazione di ossidazione). Nella seconda semicella lo ione rame acquista elettroni e diventa rame metallico (semireazione di riduzione).
Cella di elettrolisi
Si consideri una cella di elettrolisi in cui il cloruro di calcio fuso viene decomposto nei suoi elementi. Gli elettroni si muovono dalla batteria al catodo che può essere costituito, ad esempio, da un elettrodo di platino. Gli ioni calcio giungono all’elettrodo e si riducono a calcio metallico acquistando elettroni. Al catodo avviene l’ossidazione degli ioni cloruro a cloro; le due semireazioni sono:
anodo (riduzione): 2 Cl–(l) → Cl2(g) + 2 e–
catodo (ossidazione): Ca2+(l) + 2 e–→ Ca(s)
Tale cella può essere rappresentata con la notazione:
Pt(s)│Cl–(l)│ Cl2(g) ǁ Ca2+(l) │ Ca(s)│Pt(s)
