Reazioni Redox ed Elettrochimica: Principi e Applicazioni Industriali

Reazioni Redox: Ossidazione e Riduzione

Le reazioni redox sono processi chimici caratterizzati dal trasferimento di elettroni tra specie chimiche. In queste reazioni, una specie si ossida (perde elettroni) mentre un'altra si riduce (acquista elettroni).

• Ossidazione: processo di perdita di elettroni da parte di un riducente. Il riducente è la sostanza che contiene l'elemento il cui numero di ossidazione aumenta.
• Riduzione: processo di acquisto di elettroni da parte di un ossidante. L'ossidante è la sostanza che contiene l'elemento il cui numero di ossidazione diminuisce.

Regole per la determinazione dei numeri di ossidazione

• Elementi liberi: 0
• Carica di ioni: uguale alla carica dello ione
• Metalli alcalini: +1
• Metalli alcalino-terrosi: +2
• Idrogeno (H): +1, tranne negli idruri metallici (NaH, CaH₂) dove è -1
• Ossigeno (O): -2, tranne nei perossidi dove è -1

In una reazione redox, l'ossidante e la sua forma ridotta costituiscono una coppia redox coniugata, così come il riducente e la sua forma ossidata.

Celle Fotovoltaiche

Una cella fotovoltaica è un dispositivo che genera una corrente elettrica a partire da una reazione di ossidoriduzione spontanea. I componenti principali sono:

• Anodo: un elettrodo metallico (ad esempio, zinco) immerso in una soluzione acquosa di un suo sale solubile (ad esempio, ZnSO₄). All'anodo avviene l'ossidazione e la massa di zinco diminuisce (Zn - 2e^- → Zn²⁺).
• Catodo: un elettrodo metallico (ad esempio, rame) immerso in una soluzione di un suo sale solubile (ad esempio, CuSO₄). Al catodo avviene la riduzione e la massa di rame aumenta (Cu²⁺ + 2e^- → Cu).
• Conduttore metallico esterno: permette il flusso di elettroni dall'anodo al catodo.
• Voltmetro: misura la forza elettromotrice della cella, ovvero la differenza di potenziale tra gli elettrodi.
• Ponte salino: contiene un elettrolita inerte (ad esempio, KCl) che chiude il circuito e mantiene la neutralità elettrica delle soluzioni.

Notazione stenografica: Zn (s) (anodo) | Zn²⁺ (sale solubile) || Cu²⁺ (sale solubile) | Cu (s) (catodo)

ANODO: OSSIDAZIONE - PERDITA DI ELETTRONI

CATODO: RIDUZIONE - ACQUISTO DI ELETTRONI

Potenziale Standard di Elettrodo

L'elettrodo standard a idrogeno ha un potenziale assegnato di 0 V. Gli altri potenziali sono misurati rispetto a questo elettrodo. L'elettrodo standard a idrogeno è costituito da una lamina di platino immersa in una soluzione di HCl 1M a 25°C, in cui gorgoglia H₂ gassoso alla pressione di 1 atm.

• Come anodo: H₂ - 2e^- → 2H⁺
• Come catodo: 2H⁺ + 2e^- → H₂

Il potenziale standard di elettrodo è la differenza di potenziale di una pila formata da un elettrodo e dall'elettrodo standard a idrogeno, entrambi in condizioni standard. Le semireazioni con potenziale negativo agiscono da anodo rispetto all'elettrodo a idrogeno, mentre quelle con potenziale positivo agiscono da catodo.

Maggiore è il potenziale standard, maggiore è la forza ossidante della specie ridotta. Minore è il potenziale standard, maggiore è la forza riducente della specie ossidata. La reazione avviene in senso opposto a come è scritta.

Elettrolisi

L'elettrolisi è un processo in cui il passaggio di corrente elettrica attraverso una soluzione o un elettrolita fuso provoca una reazione chimica, spontanea o meno. La cella elettrolitica è il contenitore in cui avviene il processo, contenente la soluzione o l'elettrolita fuso in cui sono immersi gli elettrodi, collegati a una fonte di corrente continua.

Gli elettrodi sono le superfici su cui avvengono le semireazioni di ossidazione e riduzione. Solitamente sono inerti ai reagenti. Come nelle celle fotovoltaiche, si distingue l'anodo (dove avviene l'ossidazione, polo +) e il catodo (dove avviene la riduzione, polo -).

Differenze tra cella fotovoltaica ed elettrolitica

• Cella Fotovoltaica (Pila): una reazione chimica produce energia elettrica; ci sono due elettroliti; la reazione redox è spontanea; l'anodo è il polo - e il catodo è il polo +.
• Cella Elettrolitica: l'energia elettrica produce una reazione chimica; c'è un solo elettrolita; la reazione redox non è spontanea; l'anodo è il polo + e il catodo è il polo -.

Applicazioni Industriali dell'Elettrolisi

• Ottenimento di metalli attivi: elementi dei gruppi 1 e 2 e Al, e non metalli come H₂ e Cl₂.
• Ottenimento di composti: ad esempio, idrossido di sodio.
• Rivestimenti metallici: è possibile depositare un sottile strato di metallo su un altro metallo. Questo processo ha molte applicazioni, come i rivestimenti in oro e argento per oggetti decorativi. Rivestimenti con zinco, nichel, cromo e rame sono utilizzati per proteggere dalla corrosione oggetti metallici (zincatura, nichelatura, cromatura, ramatura). Nella zincatura elettrolitica, si utilizza un sale di zinco, l'anodo è costituito da una barra di zinco puro e il catodo è l'oggetto da rivestire. Su di esso avviene la semireazione di riduzione e lo zinco si deposita (Zn²⁺ + 2e^- → Zn).
• Purificazione di metalli: ad esempio, il rame. L'elettrolita è un sale solubile di rame (come CuSO₄), l'anodo è una barra di rame impuro e il catodo una lamina di rame puro. All'anodo il rame si ossida (Cu - 2e^- → Cu²⁺) e passa in soluzione, per poi depositarsi sul catodo (Cu²⁺ + 2e^- → Cu). Le impurità del metallo non si scaricano sul catodo.

Carica: intensità moltiplicata per il tempo. 96.500 C = 1 mole di elettroni.