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8/17/2019 elettrochimica.docx

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Elettrochimica

L'elettrochimica: celle galvaniche ed elettrolisi

L'elettrochimica è quella branca della chimica che studia i fenomeni relativi alla trasformazione

dell'energia chimica di legame in energia elettrica e viceversa.

Una reazione redox è una reazione nella quale gli elettroni passano spontaneamente da una sostanza chesi ossida ad una sostanza che si riduce. Facendo avvenire una reazione redox non direttamente macostringendo gli elettroni scambiati a passare attravaerso un filo elettrico esterno, è possibile sfruttarequeste tipi di reazioni per produrre corrente elettrica. Tale processo è possibile e viene fatto avvenire indispositivi noti come celle galvaniche o pile.

Le pile a bottone sono un esempio di celle galvaniche

Al contrario, fornendo energia elettrica al sistema, è possibile fare avvenire una reazione redox in sensoinverso a quello spontaneo. n tale caso l!energia elettrica viene convertita in energia chimica di legame.Tale processo viene fatto avvenire in dispositivi noti come celle elettrochimiche. l processo vienechiamato elettrolisi.

"onsumando energia elettrica, in una cella elettrolitica è possibile produrre idrogeno e ossigeno dall!acqua.

"oncludendo#

http://www.chimica-online.it/download/reazioni_di_ossido_riduzione.htm

http://www.chimica-online.it/download/elettrone.htm


http://www.chimica-online.it/download/pila-daniell.htm




http://www.chimica-online.it/download/elettrolisi.htm








le celle galvaniche producono energia elettrica sfruttando reazioni spontanee di ossido$riduzione. n essel!energia chimica di legame viene convertita in energia elettrica.

le celle elettrolitiche consumano energia elettrica per far avvenire reazioni di ossido$riduzione nonspontanee. n esse l!energia elettrica viene convertita in energia chimica di legame.

Pila Daniell

Principio di funzionamento della pila DaniellLe celle galvaniche dette anche pile sono dispositivi capaci di sfruttarereazioni di ossido$riduzione spontanee per trasformare energia chimica di legame in energia elettrica. Un tipico esempiodi cella galvanica è la pila Daniell.

mmergendo una barretta di zinco all!interno di una soluzione contenente ioni "u %&, è possibile notarel!ossidazione dello zinco a 'n%& e la contemporanea riduzione degli ioni "u%& a rame metallico.

(eazione spontanea tra 'n e ioni "u%&

l processo complessivo è il seguente#

'n & "u%& → 'n%& & "u

)! possibile sfruttare tale reazione per ottenere energia elettrica separando la semireazione di ossidazionedello zinco#

'n→ 'n%& & %e$

dalla semireazione di riduzione del rame#

"u%& & %e$ → "u

)! sufficiente immergere una barretta di zinco metallico all!interno di una soluzione di solfato di zinco*'n+- che, dissociandosi completamente, fornisce gli ioni 'n%& e immergere una barretta di ramemetallico all!interno di una soluzione di solfato di rame *"u+- che, dissociandosi completamente forniscegli ioni "u%&.



http://www.chimica-online.it/download/pila.htm


http://www.chimica-online.it/download/ossidazione.htm



http://www.chimica-online.it/download/riduzione.htm








Finchè le due semicelle rimangono separate non avviene nessuna reazione. /er0, se colleghiamo con unfilo conduttore le due lamine metalliche, lo zinco, che ha rispetto al rame una maggiore tendenza adossidarsi, perde elettroni che, passando attraverso il circuito elettrico esterno vengono attratti dagli ionirameici "u%& che acquistandoli si riducono a rame metallico.

/er covenzione l!elettrodo al quale avviene il processo di ossidazione è detto anodo e costituisce il polonegativo della pila, mentre l!elettrodo al quale viene il processo di riduzione è detto catodo e risultaessere il polo positivodella pila.

All!anodo lo zinco metallico si ossida e passa in soluzione come ione 'n %& e pertanto la soluzione di solfatodi zinco si arricchisce di ioni 'n %&. Al catodo gli ioni "u%& si riducono a rame metallico e pertanto lasoluzione di solfato rameico si impoverisce di ioni "u%&. n queste condizioni l!anodo tende a caricarsipositivamente mentre il catodo tende a caricarsi negativamente.

"i0 provoca la perdita dell!elettroneutralit1 delle due soluzioni e il passaggio di corrente elettrica siesaurisce in brevissimo tempo in quanto gli elettroni dovrebbero abbandonare una semicella caricapositivamente che li attrae per dirigersi verso una semicella carica negativamente che li respinge.

http://www.chimica-online.it/download/anodo.htm

http://www.chimica-online.it/download/catodo.htm





)! pertanto necessario collegare le due soluzioni attraverso un dispositivo chiamato ponte salino chegarantisce l!elettroneutralit1 delle due soluzioni. )sso è costituito da un tubo ad U contenente unasoluzione molto concentrata di un elettrolita forte come ad esempio 2a%+- che, dissociandosi in ioni2a& ed +-%$ fornisce ioni 2a& alla soluzione catodica e ioni +-%$ alla soluzione anodica.

/ila 3aniell

La pila cos4 costituita nota come pila Daniell, pu0 essere schematizzata nel seguente modo#

*$ 'n*s 5 'n%&*aq 55 "u%&*aq 5 "u*s *&

La doppia barra 55 indica il ponte salino.

Forza Elettromotrice

Forza elettromotrice di una pila

"ollegando un voltmetro alle due lamine metalliche di una pila 3aniell o di una qualsiasi altra pila, èpossibile misurare il valore in 6olt della differenza di potenziale elettrico tra le due lamine.

http://www.chimica-online.it/download/soluzioni/elettroliti_non_elettroliti_grado_di_dissociazione.htm




http://www.chimica-online.it/download/soluzioni/elettroliti_non_elettroliti_grado_di_dissociazione.htm





La differenza di potenziale elettrico misura il lavoro necessario per spostare l'unità di carica elettricatra due punti7 in altre parole, la differenza di potenziale misura la capacit1 della pila di spingere glielettroni liberati all!anodo lungo il circuito esterno, verso il catodo. L'unità di misura della differenza dipotenziale (ddp) detta anche forza elettromotrice (fem) o voltaggio è il !olt.

La differenza di potenziale dipende, oltre che dalla natura chimica dei reagenti, anche dalla temperaturae dalla concentrazione delle specie chimiche.

"entre è possibile determinare il valore della forza elettromotrice di una pila non è possibiledeterminare il valore assoluto del potenziale di ciascuna semicella . Una semicella isolata, infatti, nonproduce nessuna reazione chimica ed inoltre, se collegata ad una seconda semicella, pu0 fungere sia dacatodo che da anodo a seconda della forza con cui la coppia redox della seconda semicella tende adossidarsi o a ridursi.

/er tale motivo è stata scelta arbitrariamente una semicella alla quale è stato assegnatoconvenzionalmente il valore di potenziale uguale a zero. La semicella presa come riferimento è notacome elettrodo standard ad idrogeno e corrisponde alla coppia redox 8&58%.

/oichè i potenziali vengono espressi in termini di riduzione di ciascuna coppia redox, tutte le coppie redox

che si riducono rispetto all!idrogeno assumono un potenziale positivo mentre, tutte le coppie redox che siossidano rispetto all!idrogeno, assumono un potenziale negativo.

valori di fem misurati rispetto ad ogni coppia redox, prendono il nome di potenziali di riduzionestandard e vengono indicati con )9. l potenziale di riduzione standard viene determinato allatemperatura di %:9" e con le specie chimiche alla concentrazione ;< *eventuali gas devono essere allapressione parziale di ; atm. /rese due coppie redox, quella a potenziale standard maggiore si riducementre quella con potenziale standard inferiore si ossida. La fem della pila cos4 costruita pu0 esseredeterminata applicando la seguente formula#

ricordando che il catodo assume sempre potenziale maggiore dell!anodo e in esso avviene la reazionedi riduzione.




http://www.chimica-online.it/download/elettrodo-standard-idrogeno.htm

http://www.chimica-online.it/download/potenziali-standard-riduzione.htm


http://www.chimica-online.it/download/forza-elettromotrice.htm











Elettrodo Standard a Idrogeno

L'elettrodo standard ad idrogeno come elettrodo di riferimento

La semicella assunta come riferimento nel calcolo dei potenziali di riduzione standard di ogni

elettrodo è nota come elettrodo standard ad idrogeno ed è costituita dalla coppia redo# $%

&$.

Tale semicella è costituita da una lamina di platino immersa in una soluzione ;< di ioni 8 &, nella qualeviene fatto gorgogliare idrogeno alla pressione parziale di ; atm.

La reazione di riduzione che avviene è la seguente#

A tale semicella viene attribuito, in modo convenzionale, il potenziale zero.

+i attribuisce invece un potenziale positivo a qualsiasi coppia redox la cui semicella, collegata ad unasemicella ad idrogeno, subisce riduzione.

6iceversa, si attribuisce un potenziale negativo a qualsiasi coppia redox la cui semicella, collegata ad unasemicella ad idrogeno, subisce ossidazione.

L!elettrodo standard ad idrogeno pu0 funzionare quindi, a seconda della casi sia da anodo che da catodo.

potenziali in tal modo misurati prendono il nome di potenziali standard di riduzione.

Determinazione del potenziale standard di riduzione della coppia n %&n+upponiamo di collegare un elettrodo standard ad idrogeno con un elettrodo formato da una lamina dizinco immersa in una soluzione ;< dei suoi ioni *coppia redox 'n%&5'n.

n queste condizioni il voltmetro segna una differenza di potenziale di =,>? 6.














'n5'n%& 55 8&58%

l p8 della soluzione catodica *rappresentata a sinistra diminuisce gradualmente# ci0 significa che lo zincosi ossida a 'n%& cedendo elettroni agli ioni 8& che si riducono a 8%.

'n→ 'n%& & %e$

%8& & %e$ → 8%

$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$'n & %8& → 'n%& & 8%

/ertanto#

• lo zinco 'n funge da anodo7

• l!idrogeno 8% funge da catodo.

La coppia 'n%&5'n ha pertanto una minor tenenza a ridursi rispetto alla coppia 8 &58% e quindi alla coppia'n%&5'n viene assegnato un potenziale standard di riduzione negativo pari a )9 @ $ =,>?6.

Potenziali Standard di Riduzione

Calcolo dei potenziali standard di riduzione di coppie redox potenziali standard di riduzione esprimono la tendenza di una coppia redo# a subire il processodi riduzione. Tale valore viene calcolato scegliendo come elettrodo di riferimento un elettrodo standardad idrogenocui è stato attribuito convenzionalmente il potenziale zero.

"ollegando a questo elettrodo le varie semi$pile da confrontare, poste nelle stesse condizioni unitarie, èpossibile misurare la forza elettromotrice della pila che viene assunta come valore del potenzialestandard di riduzione della coppia redo# considerata *infatti all!elettrodo standard ad idrogeno vieneattribuito il potenziale zero.













6iene attribuito un potenziale standard di riduzione positivo a tutte le coppie redox che subisconoriduzione rispetto all!elettrodo standard ad idrogeno7 viene attribuito un potenziale standard di riduzionenegativo a tutte le coppie redox che subiscono ossidazione rispetto all!elettrodo standard ad idrogeno.

/oichè la forza elettromotrice dipende dalla temperatura e dalla concentrazione dei reagenti e deiprodotti, convenzionalemnte si è deciso di effettuare le misure alla temperatura di %:9" e con le specie

chimiche alla concentrazione ;< *eventuali specie gassose devono essere alla pressione parziale di ; atm.

ualche esempio potr1 rendere piB chiare le idee.

+e colleghiamo una semicella contenente la coppia redox 'n %&5'n con un elettrodo standard ad idrogeno, ilvoltmetro segna una fem di $=,>?C 6. n questo caso lo zinco si ossida a 'n %& cedendo elettroni allo ione8& che si riduce a idrogeno 8%. "i0 è verificabile sperimentalmente misurando il p8della soluzione catodicache aumenta.

'n 5 'n%& 55 8& 5 8%

Le reazioni che interessano la pila sono#

catodo *&# riduzione %8&*aq & %e$ → 8%*g

anodo *$# ossidazione 'n*s → 'n%&*aq & %e$

+omma delle reazioni %8&*aq & 'n*s → 'n%&*aq & 8%*g

La coppia 'n%&5'n ha pertanto un potenziale di riduzione standard di $=,>?C6.

Analoghe considerazioni possono essere fatte nel caso in cui ad essere collegato all!elettrodo standard adidrogeno è la coppia redox "u%&5"u. n questo caso il voltmetro segna una fem di =,C-=6# l!idrogeno 8 % siossida cedendo elettroni al rame *è possibile verificarlo sperimentalmente dimostrando che il p8 dellasoluzione anodica diminuisce. L!idrogeno funge da anodo mentre il rame da catodo.



http://www.chimica-online.it/download/temperatura.htm

http://www.chimica-online.it/download/acidi_basi/pH_pOH.htm






http://www.chimica-online.it/download/temperatura.htm






8% 5 8& 55 "u%& 5 "u

Le reazioni che interessano la pila sono#

catodo *&# riduzione "u%&*aq & %e$→ "u*s

anodo *$# riduzione 8%*g → %8&*aq & %e$

+omma delle reazioni "u%&*aq & 8%*g → %8&*aq & "u*s

/ossiamo attribuire alla coppia "u%&5"u un potenziale standard di riduzione pari a =,C-=6.

Equazione di Nernst

Il potenziale d'elettrodo e l'equazione di NernstL'equazione di *ernst permette di calcolare il potenziale di riduzione di una coppia redo# incondizioni di concentrazione e di temperatura diverse da quelle standard.

/er una qualsiasi reazione redox#

Applicando l!equazione di 2ernst, il potenziale in condizioni di concentrazione non standard ), si pu0calcolare nel seguente modo#

in cui#

)9 @ potenziale standard di riduzione( @ costante dei gas che vale D,C;> E mol $; G$;

T @ temperatura assolutan @ numero di elettroni scambiatiF @ costante di FaradaH che vale I?-D: "oulombJ(edK @ concentrazione della specie ridotta

JxK @ concentrazione della specie ossidatan e m sono gli eventuali coefficienti stechiometrici della specie ridotta e della specie ossidata



http://www.chimica-online.it/download/temperatura-kelvin.htm



http://www.chimica-online.it/download/temperatura-kelvin.htm



Trasformando il logaritmo naturale in logaritmo decimale e sostituendo nell!equazione precedente i valoridi (, T, F che sono valori costanti *per T si considera la temperatura di %ID G, l!equazione di 2ernstdiventa#

)! facile dimostrare che se J(edK @ JxK @ ; <, si ha che ) @ )9.

+sercizio"alcolare il potenziale di riduzione alla temperatura standard di un semielemento costituito da unabacchetta di rame immersa in una soluzione =,==; < di ioni "u%&.

La reazione di riduzione è la seguente#

"u%& & %e$ → "u

per la quale vale#

)9 @ =,C-: 6

Applicando l!equazione di 2ernst è possibile determinare il potenziale di riduzione#

) @ )9 $ *=,=:I5% log *; 5 J"u%&K

da cui#

) @ =,C-: $ *=,=:I5% log *; 5 J=,==;K @ =,%:? 6

Costante di Equilirio di una Redox

Come ! possiile determinare la costante di equilirio di una reazione redoxFacendo reagire due coppie redox aventi potenziali diversi, si ha una reazione chimica che procede fino aquando i potenziali delle due coppie non risultano uguali. n tali condizioni viene raggiunto l!equilibriochimico.+i consideri una generica reazione redox#

la cui costante di equilibrio è#

+iccome all!equilibrio si ha che# )x;5(ed; @ )x%5(ed%, operando alla temperatura di %:9" vale la seguenterelazione#

che riordinata diventa#

http://www.chimica-online.it/download/equilibrio-chimico.htm





http://www.chimica-online.it/download/costante-di-equilibrio.htm




http://www.chimica-online.it/download/costante-di-equilibrio.htm



da cui#

L!ultima relazione vista pu0 essere infine scritta anche come#

,er mezzo di quest'ultima relazione è possibile calcolare la costante di equilibrio di una reazioneredo#. n particolare, noti i dati dei potenziali standard di riduzione delle due sostanze *)9 x;5(ed; e)9x%5(ed%, e il numero totale di elettroni scambiati *n, è possibile determinare la G eq della reazioneredox.

3alla relazione precedente risulta inoltre che tanto piB sono diversi i potenziali di riduzione delle duesostanze, tanto maggiore è il valore della costante di equilibrio della reazione. n prima approssimazionesi pu0 ritenere che una reazione redox proceda completamente verso i prodotti se i potenziali standarddifferiscono di almento =,C volt.

+sercizio"alcolare a %:9", la costante di equilibrio della reazione#

% "u%& & - $ @@M % "u & %

sapendo che i potenziali standard di riduzione a %:9" dei due sistemi redox interessati sonorispettivamente#

)9"u%&5"u @ =,D: 6 e )9%5$ @=,:C? 6

(isoluzione

La reazione precedente è la somma delle due semireazioni#

*"u%& & $ & ;e$ → "u x %

*%$ →% & %e$ x ;

$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$% "u%& & - $ @@M % "u & %

+i applica la relazione#

e poichè il sistema ossidante *quello che assume elettroni è il sistema )"u%&5"u che è piB positivo,otteniamo#

da cui#

Geq @ -,- ;=;=



Pila

Principio di funzionamento di una pilaLa pila è un dispositivo che trasforma l'energia chimica in energia elettrica. )ssa è costituitaessenzialmente dai due conduttori di prima classe costituiti da lamine metalliche o di carbone *dette

elettrodi ciscuno dei quali immerso in un conduttore di seconda classe costituito da soluzionielettrolitiche, sali fusi, solidi a conducibilit1 ionica, ecc.

Le pile possono essere cos4 schematizzate#

*$ <e;N +oluzione; NN +oluzione% N <e% *&

dove con il simbolo N si indica la superficie di separazione tra il conduttore di prima classe e la rispettivasoluzione, mentre con il simbolo NN si indica il ponte salino o il setto poroso. La coppia <e N +oluzionecostituisce un semielemento galvanico. due semielementi accoppiati costituiscono la cellagalvanica detta comunemente pila. n questa simbologia, si scrive prima *e quindi a sinistra il polonegativo della pila e a destra quello positivo.

Allorchè si colleghino con un conduttore i due poli della pila, viene generata corrente elettrica a causa diuna forza elettromotrice *o differenza di potenziale ddp tra i due poli della pila. n particolare succedeche il materiale che costituisce l!elettrodo di prima classe del polo negativo si ossida e passa in soluzionenell!elettrodo di seconda classe, lasciando cariche negative sull!elettrodo. ueste, attraverso il circuitoesterno, giungono al polo positivo della pila dove provocano la riduzione dello ione positivo presentenell!elettrodo di seconda classe. /er mantenere l!elettroneutralit1 dei due poli, le due soluzioni di secondaclasse devono essere collegate da un setto poroso.

Un tipico esempio di pila, è la pila Daniell costituita da due elettrodi dirame e zinco immersi in duesoluzioni dei loro sali e collegate da un ponte salino.

pila 3aniell




http://www.chimica-online.it/elementi/rame.htm


http://www.chimica-online.it/elementi/zinco.htm









Alcune pile sono invece costituite da elettrodi identici immersi in due soluzioni a diversa concentrazioneseparate da un setto poroso o collegate da un ponte salino. )! il caso delle pile a concentrazione.

Le pile alcaline trovano invece vasta applicazione pratica. Tra queste rivestono particolare importanzale pile a bottone, largamente utilizzate per apparecchi elettronici di piccole dimensioni.

/ile a bottone

+e invece il conduttore di seconda classe è un solido, la pila corrispondente è detta pila a secco.

Oli accumulatori, meglio noti come batterie al piombo, costituiscono la pila ricaricabile piB utilizzata etuttora insostituibile in molte applicazioni.

Pile a Concentrazione

Principio di funzionamento delle pile a concentrazione

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• pila alcalina

• pila a ottone

• accumulatore al piomo

• elettrolisi

• precedenza di scarica

• elettrolisi dell'acqua

• legge di Farada#

• corrosione

• passi$azione

• pre$enzione dalla corrosione

http://www.chimica-online.it/download/pile-a-concentrazione.htm

http://www.chimica-online.it/download/pile-alcaline.htm

http://www.chimica-online.it/download/elettrochimica.htm





http://www.chimica-online.it/download/equazione-nernst.htm

http://www.chimica-online.it/download/costante-equilibrio-redox.htm


http://www.chimica-online.it/download/pila-a-secco.htm


http://www.chimica-online.it/download/pila-a-bottone.htm

http://www.chimica-online.it/download/accumulatore-al-piombo.htm


http://www.chimica-online.it/download/precedenza-scarica.htm

http://www.chimica-online.it/download/elettrolisi-acqua.htm

http://www.chimica-online.it/download/legge-di-faraday.htm

http://www.chimica-online.it/download/corrosione.htm

http://www.chimica-online.it/download/passivazione.htm

http://www.chimica-online.it/download/prevenzione-corrosione.htm
























• ferro zincato

• gal$anostegia

• gal$anoplastica

• raffinazione elettrolitica dei metalli

Le pile a concentrazione sono pile formate da due elettrodi dello stesso metallo immersi in duesoluzioni di un suo sale a diversa concentrazione. Le due soluzioni sono separate da un ponte salino o daun setto poroso.

+chema di una pila a concentrazione

La pila viene schematizzata nel seguente modo#

*$ < N <&*"% NN <&*"; N < *&

in cui "; M "%

Le reazioni che si sviluppano agli elettrodi sono le seguenti#

al polo *$ # < → <& *"% & ;e$

al polo *&# <& *"; & ;e$ → <

reazione globale# <& *";→ <& *"%

la f.e.m. della pila, nel caso in cui vi è un solo elettrone scambiato, sar1#

da cui#

A temperatura costante la fem di una pila a concentrazione, dunque, dipende unicamente dal rapporto trale concentrazioni delle specie contenute nelle due semicelle. "onsiderando i processi che avvengono aglielettrodi#

http://www.chimica-online.it/download/ferro-zincato.htm

http://www.chimica-online.it/download/galvanostegia.htm

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al polo *$ # < → <& *"% & ;e$

al polo *&# <& *"; & ;e$ → <

reazione globale# <& *";→ <& *"%

è facile intuire che il processo globale non consiste in una reazione chimica *anche se nelle due semicellesi verificano semireazioni redox, bens4 in una diluizione della soluzione a concentrazione maggiore e unaumento della concentrazione della soluzione a concentrazione inferiore. La pila è scarica quando "; @ "%.

*el caso in cui gli elettroni scambiati fossero pi- di uno la fem della pila pu essere determinata conla seguente equazione#

in cui n corrisponde al numero di elettroni scambiati.

Pila a Secco

Principio di funzionamento di una pila a secco



• pila Daniell




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Le pile a secco sono pile nelle quali le soluzioni ioniche sono PsolidificateP opportunamente ricorrendo amateriali adsorbenti che ne rendono piB agevole l!impiego. )sse sono tutte irreversibili ovvero una voltache si sono scaricate non possono essere piB rigenerate.

,ila LeclanchèUn esempio classico di pila a secco è la pila Leclanch/ , ben nota batteria che si trova in commercio.

)ssa è formata da due piccoli cilindri concentrici# quello piB esterno è costitutito dall!involucro di zinco,quello piB interno è di materiale poroso *es. cartone. due cilindri sono separati da una soluzione di28-&"l$ su gelatina.



















































L!insieme cilindro di zinco & 28-"l su gelatina costituisce l!anodo della pila *polo $. Lo scompartimentocatodico è invece costituito dal cilindro di cartone riempito con <n % mescolato a grafite in polvere. nquesto scompartimento è affondata una bacchetta di grafite che ha il solo compito di condurre elettroni.

+paccato di pila LeclanchQ

La pila LeclanchQ pu0 essere cos4 schematizzata#

*$ 'n 5 28-"l 55 <n% 5 " *&

Reazione all'anodoLe semireazioni redox che si hanno ai due elettrodi sono#

all!anodo # 'n → 'n%& & %e$

Oli ioni 'n%& che si fromano all!anodo vengono complessati da 28-"l secondo la reazione#

'n%& & % 28-"l→ 'n*28C%"l% & % 8&

+ommando le ultime due reazioni otteniamo la reazione anodica totale#

anodo *$# 'n & % 28-"l→ 'n*28C%"l% & % 8& & %e$

Reazione al catodo

Oli elettroni che cos4 si formano sulla superficie dello zinco metallico *$, giungono attraverso il circuitoesterno sul bastoncino di grafite *&, mentre all!interno della cella gli ioni 8& che si sono formati migranoverso la bacchetta di grafite sulla quale si riducono secondo la reazione#

% 8& & % e$ → 8%*g

A causa di questa reazione, la pila tende a fornire una corrente la cui intensit1 è sempre piB debole, inquanto le molecole di idrogeno formano un velo isolante di gas che avvolgendo il bastoncino di grafite,impedisce l!ulteriore scarica degli ioni 8&. /er ovviare a questo inconveniente il bastoncino di grafite vienericoperto con una pasta di biossido di manganese *<n% che impedisce la scarica iniziale degli ioni 8& datoche questi vengono ridotti al catodo secondo la reazione#

catodo *&# % <n% & % 8& & %e$ → % <n*8







Reazione globale+ommando infine la reazione anodica con quella catodica si ottiene lareazione globale della pilaLeclanch/#

'n & % <n% & % 28-&"l$ → 'n*28C%"l% & % <n*8

La f.e.m. complessiva della pila è di ;,: 6, ma, come si è detto, durante il funzionamento questa tende aridursi e questo costituisce un grosso inconveniente della pila.

Pile %lcaline

Principio di funzionamento delle pile alcaline



• pila Daniell


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• pila


• pila a secco

• pila a ottone


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La pila alcalina è molto simili alla pila LeclanchQ, poichè le reazioni redox che la caratterizzano sonoanaloghe.

Tra la pila alcalina e la pila LeclanchQ vi sono per0 due differenze sostanziali#

;. l!elettrolita utilizzato anzichè essere cloruro di ammonio 28-"l è un gel di un idrossido alcalino, ingenere G&8$ o 2a&8$7

%. il polo & di grafite è sostituito da uno di acciaio.

3urante la scarica si hanno una serie di reazioni chimiche che possiamo riassumerle in questo modo#

'n*s & %<n%*s & %8% & %8$ → 'n*8-%$*aq & % <n*8*s

ueste pile trovano vaste applicazioni per la loro lunga durata e per la loro stabilit1 di voltaggio *che

implica uniformit1 della corrente erogata, infatti hanno il vantaggio di non produrre 8%

durante ilfunzionamento *come succede invece per la pila a secco e di non avere quindi cadute di tensione.
























































/ila alcalina

La pila a bottone, un tipo di pila miniaturizzata e largamente utilizzata per apparecchi elettronici dipiccole dimensioni *calcolatrici, giochi, orologi, ecc. fa parte di questi tipi di pile.

Pila a &ottone

Principio di funzionamento delle pile a ottone



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• pila alcalina


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La pila a bottone, nota anche come pila "allor0 all'ossido di mercurio, fa parte delle pile alcaline. +itratta di una pila miniaturizzata utilizzata in apparecchi elettronici di piccole dimensioni come orologi,calcolatrici, giochi, ecc.


























































/ile a bottone

L!anodo *polo $ della pila a bottone è costituito da zinco, mentre il catodo*polo & è costituitodall!involucro di acciaio a contatto con ossido di mercurio 8g.

/arti fondamentali di una pila a bottone

Le semireazioni redox che si hanno ai due elettrodi sono#

all!anodo # 'n & % 8$ → 'n & 8% & %e$

al catodo # 8g & 8% & %e$ → 8g & % 8$

La f.e.m. complessiva è circa uguale a ;,C 6.

ueste pile hanno il vantaggio di fornire un voltaggio costante *che implica uniformit1 della correnteerogata fino al loro totale esaurimento. L!unico vero, grosso inconveniente è che essendo costituite da 8gsono altamente inquinanti per l!ambiente.

%ccumulatore al Piomo

Principio di funzionamento dell'accumulatore al piomo



• pila Daniell





















• pila


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1li accumulatori noti anche con il nome di batterie al piombo costituiscono le batterie ricaricabilipi- utilizzate al mondo. Furono ideate dal fisico francese O. /lantè nel ;D:I.

Accumulatore al piombo

+i tratta di una vera e propria PbatteriaP di pile, ossia un insieme di piB pile *in genere ?, collegate traloro in serie. La particolarit1 degli accumulatori al piombo è che le semireazioni redox che avvengono aglielettodi sono reversibili.

L!anodo *polo $ degli accumulatori al piombo è costituito da piombo immerso in acido solforico8%+- concentrato, mentre il catodo *polo & è costituito da una lamina di piombo ricoperto da biossido dipiombo /b%immerso in acido solforico 8%+- concentrato.
















































+paccato di un accumulatore al piombo

L'accumulatore al piombo pu essere cos2 schematizzato#

*$ /bN /b%&, +-%$ NN +-%$, /b%& N /b% *&

Le semireazioni redox che si hanno ai due elettrodi sono#

all!anodo# /b & +-%$ → /b+- & %e$

al catodo# /b% & +-%$ & - 8& & %e$ → /b+- & % 8%

reazione globale# /b & /b% & % +-%$ & - 8& → % /b+- & % 8%

La f.e.m. erogata da ogni cella è pari a %,=: 6. Un accumulatore formato da ? celle collegate in serie*come quelle delle automobili ha quindi un voltaggio di circa ;% 6.

3urante la fase di scarica, cioè quando l!accumulatore fornisce corrente elettrica, avviene la reazionediretta#

/b & /b% & % +-%$ & - 8& → % /b+- & % 8%

3urante la ricarica, che avviene di continuo durante la corsa per mezzo della dinamo, avviene la reazioneinversa#

% /b+- & % 8%→ /b & /b% & % +-%$ & - 8&

Elettrolisi

Elettrolisi e celle elettrolitic"e

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L'elettrolisi è un processo che utilizza energia elettrica per fare avvenire reazioni redo# naturalmentespontanee in senso contrario. 2elle celle elettrolitiche, avviene la trasformazione dell!energia elettricain energia chimica.

+upponiamo di collegare un generatore di corrente elettrica a due elettrodi di carbone immersi in unasoluzione di 2a"l fuso *e quindi dissociato in ioni 2a& e ioni "l$.

Oli ioni 2a& vengono attratti verso l!elettrodo negativo dove si riducono a sodio metallico acquistando unelettrone mentre gli ioni "l$ si dirigono verso l!elettrodo positivo dove si ossidano cedendo il loroelettrone.

elettrolisi del cloruro di sodio















































/oichè al catodo avviene sempre la riduzione mentre all!anodo avviene sempre l!ossidazione, nelle celleelettrolitiche il catodo è il polo negativo (3) mentre l'anodo è il polo positivo (%) # i segni sono opposti aquelli di unapila.

La conduzione elettrica dovuta al movimento degli elettroni lungo il conduttore è detta conduzione diprima specie7 la conduzione dovuta al movimento delle cariche nel fluido è detta conduzione

elettrolitica o conduzione di seconda specie.

Le reazioni che interessano il processo di elettrolisi del cloruro di sodio fuso sono#

anodo *&# ossidazione "l$*l → ;5% "l%*g & ;e$

catodo *$# riduzione 2a&*l& ;e$ → 2a*l

+omma delle reazioni 2a& & "l$→ 2a*l & ;5% "l%*g

Tale reazione è possibile unicamente per mezzo della corrente elettrica fornita dall!esterno. n assenza dicorrente elettrica sarebbe possibile solo la reazione opposta# 2a & ;5% "l%*g → 2a&"l$

Un altro processo chimicamente molto importante è l!elettrolisi dell!acqua.

Precedenza di Scarica

Elettrolisi di una soluzione contenente pi ioni



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+upponiamo di dover fare l!elettrolisi di una soluzione in cui piB specie chimiche competono per lo stessoelettrodo nella reazione di ossidazione o di riduzione. l problema è capire quale specie chimica presentein soluzione ha la precedenza di scarica. Ad esempio# se facciamo l!elettrolisi di una soluzione acquosa di2a"l, competeranno per la reazione di ossidazione all!anodo sia gli ioni 8 $ provenienti dall!acqua sia gli

ioni "l$ provenienti dal cloruro di sodio7 al catodo competeranno per la reazione di riduzione gli ioni8& provenienti dall!acqua e gli ioni 2a& provenienti dal sale.




































http://www.chimica-online.it/download/soluzioni/soluzioni.htm







































l problema è capire quali ioni, che competono per lo stesso elettrodo, hanno la precedenza di scarica.

+perimentalmente è possibile dimostrare che, a parit1 di concentrazione, alcatodo riducono le specie chehanno un maggior potenziale di riduzione standard, mentre all!anodo si ossidano quelle specie chimicheche hanno un minor potenziale di riduzione standard.

La precedenza di scarica, come era logico aspettarsi, dipende dalla maggiore o dalla minore tendenza adacquistare o perdere elettroni che viene misurata dal valore del potenziale standard di riduzione.

(iassumendo#

• al catodo si riduce prima la specie che presenta il potenzial standard di riduzione piB elevato7

• all!anodo si ossida prima la specie chimica che presenta il potenziale standard di riduzione piBbasso.

,recedenza di scarica4 esercizio

/revedere quale specie si ossida e quale si riduce in una soluzione acquosa ;< di G.

Precedenza di scarica all'anodoAll!anodo sono tre le specie *8$, $, 8% che competono nella reazione di ossidazione.

Le reazioni di riduzione comprensive dei relativi potenziali standard sono i seguenti#

+e tutte e tre le specie avessero concentrazione ;<, in base a quanto detto in precedenza, la specie che siossiderebbe sarebbe quella con potenziale di riduzione piB basso e quindi lo ione 8 $.

n realt1, in una soluzione neutra e quindi a p8 @ >, la concentrazione degli ioni 8 $ e degli ioni 8& non è;< ma bens4 ;=$>< *la pressione parziale di %è invece =,% atm. /er determinare quale specie ha laprecedenza di scarica bisogna determinare quindi il potenziale di riduzione tramite l!equazione di 2ernst.+i ha#

"ome è possibile notare il potenziale di riduzione piB basso è proprio quello dello ione ioduro *=,:- 6 chesi scarica all!anodo liberando %.

Precedenza di scarica al catodoAnche al catodo sono tre le specie *8&, G&, 8% che competono nella reazione di riduzione#












+e tutte e tre le specie avessero concentrazione ;<, in base a quanto detto in precedenza, la specie che siridurrebbe sarebbe quella con potenziale di riduzione piB alto e quindi lo ione 8&.

n realt1, in una soluzione neutra e quindi a p8 @ >, la concentrazione degli ioni 8 $ e degli ioni 8& non è;< ma bens4 ;=$>< *la pressione parziale di %è invece =,% atm. /er determinare quale specie ha laprecedenza di scarica bisogna quindi calcolare il potenziale di riduzione tramite l! equazione di 2ernst. +iha#

"ome è possibile notare il potenziale di riduzione piB alto rimane quello dello ione 8 & *= 6 che si scaricaal catodo liberando 8%.

Elettrolisi dell'%cquaElettrolisi dell'acqua



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*on è possibile effettuare l'elettrolisi dell'acqua distillata perchè essa è troppo poco dissociata in ioni$56% e 6$3 per permettere un apprezzabile passaggio di corrente. /er tale motivo, per ottenerel!elettrolisi dell!acqua, si aggiungono piccole quantit1 di 8%+- allo scopo di renderla conduttrice.

L!elettrolisi viene condotta in un apparecchio detto voltmetro. Al catodo di tale apparecchio si sviluppaidrogeno 8% mentre al!anodo si sviluppa ossigeno %.

Leggendo il volume dei due gas si pu0 notare che il volume dell!idrogeno è doppio rispetto a quellodell!ossigeno.

)lettrolisi dell!acqua

2ella soluzione sono presenti le seguenti specie chimiche# 8C&, 8$, 8%, +-%$.

3ata la bassa concentrazione di alcuni ioni *8C&, 8$, +-%$ le uniche reazioni possibili sono#

al catodo# -8% & -e$ → -8$ & %8%

all!anodo# ?8%→ -8C& & % & -e$

(eazione globale# ;=8%→ -8C& & -8$ & %8% & %

noltre la migrazione degli ioni 8C& e 8$ permette la seguente reazione di neutralizzazione#

-8C& & -8$ → D8%

pertanto, la reazione globale pu0 essere scritta in questo modo#

%8%→ %8% & %

nella quale è possibile notare che idrogeno e ossigeno si sviluppano nel rapporto di %#;.

Legge di Farada#

Le leggi quantitati$e dell'elettrolisi( le leggi di Farada#








http://www.chimica-online.it/download/neutralizzazione.htm





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2el ;DCC il fisico inglese <ichael FaradaH, in seguito a innumerevoli osservazioni sperimentali enunci0 dueleggi che sono considerate le due leggi quantitative dell!elettrolisi e che esprimono la relazione esistentetra la quantit1 di carica impiegata *q e la quantit1 di sostanza che si scarica a ogni elettrodo.

,rima legge di 7arada0

La massa di una sostanze che si libera agli elettrodi di una cella elettrolitica è direttamenteproporzionale alla quantità di carica elettrica che la attraversa.

n altre parole la quantit1 di materia che si libera agli elettrodi è proporzionale al numero di elettroniscambiati, ma poichè ogni elettrone porta con sè la medesima quantit1 di carica pari a ;,?;=$

;I "oulomb risulta che la massa liberata agli elettrodi è proporzionale alla quantit1 di carica elettricatransitata.

La quantit1 di carica q che percorre un dato circuito dipende dalla intensit1 della corrente * i misurata inamprere A *A @ "5s e dal tempo t espresso insecondi *s, secondo la relazione#

8econda legge di 7arada0n una cella elettrolitica al passaggio di 9:;<= >oulomb di carica elettrica viene scaricata aglielettrodi una quantità di sostanza pari alla sua massa equivalente.

Alla quantit1 di carica pari a I?-D: "oulomb è stato assegnato il nome di FaradaH *F, pertanto#

;F corrisponde alla quantit1 di carica trasportata da una mole di elettroni.

La seconda legge di FaradaH si pu0 interpretare pensando che ogni semireazione redox che avviene in una

cella elettrolitica coinvolge un numero di elettroni diverso nei diversi casi.



























http://www.chimica-online.it/download/coulomb.htm


http://www.chimica-online.it/download/soluzioni/normalita.htm


























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/er esempio, nell!elettrolisi di G&"l$, "u%&*"l$%, FeC&*"l$C allo stato fuso, il numero di elettroni richiesti perla scarica dei cationi è rispettivamente#

G& & ;e$ → G

"u%& & %e$ → "u

Fe%& & Ce$ → Fe

La stessa quantit1 di carica *;F @ I?-D: " necessaria perchè al catodo si depositi ; mole di G, consentir1il deposito di ;5% mole di "u e di ;5C mole di Fe.

La massa equivalente meq di una data specie chimica coinvolta in una reazione chimica è data dalrapporto tra la sua massa molare <m e il numero di elettroni scambiati#

cos4 ad entrambi gli elettrodi e per qualunque specie chimica si ha che#? 7arada0 scarica sempre ? meq.

Esercizio3eterminare quanto rame metallico si pu0 ottenere al catodo di una cella elettrolitica da "u+ - fuso,applicando alla cella una corrente di ;: A per %,: ore.

3eterminiamo la quantit1 di carica q#

q @ i t @ ;: "5s I=== s @ ;C:=== "

(icordando che ; F @ I?-D: ", determiniamo a quanti FaradaH corrispondono ;C:=== "oulomb#

;F # I?-D: " @ R # ;C:===

da cui#

R @ ;,- FaradaH

"alcoliamo la massa equivalente del rame#

meq @ <m 5 ne$ @ ?C,:- 5 % @ C;,>> g5eq

3eterminiamo la quantit1 di rame ottenuto#

C;,>> g # ; eq @ R # ;,- eq

da cui

R @ C;,>> ;,- @ --,-D g *massa rame ottenuta

Corrosione

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A p8@> *J8$K@;=$>, il potenziale di riduzione della reazione

%8% & %e$ → 8% & %8$

vale )98%58% @ $=,-% 6olt. L!acqua pura *distillata a p8 @ > è quindi in grado di ossidare tutti i metalli chehanno un potenziale standard di riduzione inferiore a $=,-% 6olt come ad esempio lo zinco *$=,>?6,l!alluminio *$;,??6 e tutti i metalli alcalini e alcalino$terrosi.7 non è invece in grado di ossidare il ferro inquanto il suo potenziale standard di riduzione è pari a $=,-- 6olts praticamente uguale a quello dell!acquapura.

Tuttavia, se nell!acqua è disciolto ossigeno, essa pu0 dare luogo alla seguente semireazione di riduzione#

8% & ;5% % & %e$ → %8$

il cui potenziale di riduzione standard vale )9@ &=,-= 6

A p8 @ > la reazione precedente presenta un potenziale di riduzione pari a &=,D; 6 ed è pertanto in gradodi ossidare non solo il ferro *)9@ $=,-- 6 ma anche lo stagno *)9@ $ =,;- 6, il piombo *)9@ $=,;C 6 e ilrame *)9 @ &=,C- 6.

L!ossidazione del ferro ad opera dell!acqua è una reazione nota con il termine di arruginimento.

formazione della ruggine in un chiodo



























http://www.chimica-online.it/elementi/13_alluminio.htm


http://www.chimica-online.it/download/metalli-alcalini.htm

http://www.chimica-online.it/download/metalli-alcalino-terrosi.htm

http://www.chimica-online.it/elementi/ferro.htm






























http://www.chimica-online.it/download/metalli-alcalini.htm

http://www.chimica-online.it/download/metalli-alcalino-terrosi.htm





n tale reazione di corrosione, il ferro metallico viene inizialmente ossidato a ione ferroso attraverso laseguente reazione redox#

% Fe & % & % 8%→ % Fe*8%

gli ioni ferrosi Fe%& vengono successivamente ossidati a ioni ferrici FeC&dall!ossigeno disciolto nell!acqua#

- Fe*8% & % & % 8%→ - Fe*8C

La reazione totale che si ha e che si ottiene sommando le due reazione precedenti è la seguente#

- Fe & C % & ? 8% → - Fe*8C

L!idrossido ferrico cos4 formatosi, precipita successivamente come ossido ferrico idrato attraverso laseguente reazione#

% Fe*8C → Fe%CSC8%

n realt1, nella ruggine, l!ossido ferrico è presente con gradi diversi di idratazione e pertanto vienedescritto con la formula Fe%CSn8%

fasi della corrosione del ferro

/arte dell!idrossido ferrico reagisce con l!anidride carbonica disciolta nell!acqua formando un carbonatoche precipita insieme all! idrossido ferrico formando un solido scaglioso, friabile, di composizione nonperfettamente definita, noto come ruggine.

Passi$azione

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A differenza del ferro, che reagendo all!aria umida forma un solido scaglioso e friabile noto come ruggine*fenomeno della corrosione, alcuni metalli come ad esempio zinco, alluminio, titanio e rame, reagendoall!aria umida formano una patina protettiva solida e compatta che protegge il metallo sottostante daulteriore ossidazione. Tale processo è noto comepassivazione.

"orrosione di un chiodo in ferro

l rame, ad esempio, si ossida facilmente all!aria umida formando idrossido rameico il quale, reagendo conl!anidride carbonica disciolta nell!acqua, forma un carbonato monobasico rameico che è responsabile dellaformazione di quella patina verde *verderame che ricopre il rame esposto all!aria umida#

"u*8% & "% & 8%→ J"u*8K%"C & % 8%

/assivazione di una lastra di rame

n modo analogo lo zinco, reagendo all!aria umida, forma una patina protettiva costituita da ossido dizinco 'n e J'n*8K%"C.



































+pesso la passivazione di alcuni metalli è provocata artificialmente attraverso particolari trattamentianticorrosivi *ossidazione anodica. )! possibile ottenere in tal modo materiali con elevata resistenza allacorrosione.

Pre$enzione dalla Corrosione

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/er evitare che il ferro subisca il processo di corrosione, è necessario che l!aria umida non sia in grado diesercitare i suoi effetti.

"etodi utilizzati per prevenire la corrosione dei metalliUno dei metodi piB semplici utilizzati per evitare la corrosione del ferro è quello di verniciarlo con unavernicie *vernice antiruggine contenente sostanze chimiche *come ad esempio il minio /b C- che,avendo potenziali standard di riduzione molto alti, non possono essere ossidati all!aria umida. Talesoluzione non è duratura e quindi definitiva in quanto la vernice non aderisce permanentemente almetallo sottostante.

Una soluzione piB duratura è quella di rivestire il ferro con un metallo avente un potenziale di riduzionepiB basso di quello del ferro, come ad esempio lo zinco, che subisce il fenomeno della passivazione. nquesto modo si ottiene il ferro zincato.

La zincatura ha il vantaggio che, anche se lo strato di zinco viene scalfito ed il ferro si trova espostoall!aria umida, lo zinco, avendo un potenziale di riduzione inferiore a quello del ferro, si ossida al postosuo prevenendo in questo modo la corrosione.































































ulloni in ferro zincato

Lo stesso effetto non lo si ottiene con la stagnatura *ricopertura del ferro tramite un sottile strato distagno. nfatti lo stagno ha un potenziale di riduzione *)9+n%&5+n @ $=,;- 6 piB elevato di quello del ferro

*)9Fe%&5Fe @ $=,-; 6. uindi, se lo stagno viene scalfito, il ferro sottostante arruginisce rapidamente.

trattamenti appena visti sono possibili solo su oggetti di piccole dimensioni.

2el caso di oggetti di grandi dimensioni, come scafi, navi, ponti, serbatoi interrati, per prevenirel!ossidazione del ferro è necessario collegare la struttura da proteggere con una placca metallica in generedi zinco o magnesio, detta anodo sacrificale, in grado di ossidarsi al posto del ferro.

Ferro )incato

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Uno dei metodi utilizzati per prevenire la corrosione del ferro è quello di rivestirlo con uno strato dimetallo, come ad esempio lo zinco, che, subendo il fenomeno della passivazione, protegge il ferrosottostante dalla corrosione. +i ottiene in questo modo il ferro zincato.

+e si pensa che annualmente circa il %= di ferro prodotto viene utilizzato per sostituire il metalloarruginito, si capisce quanto importante possa essere questo processo.

Lo zinco presente in superficie, reagendo all!aria umida, forma una patina protettiva costituita da ossidodi zinco 'n e J'n*8K%"C. uesta patina protegge da ossidazione il ferro sottostante.

"onsiderato che lo zinco presenta un potenziale standard di riduzioneinferiore a quello del ferro, anche selo strato di zinco viene scalfito ed il ferro viene esposto all!aria umida, lo zinco preveniene ugualmentel!ossidazione del ferro ossidandosi al suo posto.

La zincatura del ferro pu0 essere effettuata immergendo direttamente l!oggetto di ferro nello zinco fuso oattraverso la galvanizzazione.

n quest!ultimo processo, l!oggetto da zincare viene utilizzato come catodo in una cella elettroliticamentre l!anodo è di zinco. l bagno elettrolitico è invece costituito da una soluzione di un sale di zinco.

@nodo sacrificale3ate le grandi dimensioni, non è possibile zincare strutture metalliche come ponti, tralicci, navi. n questicasi, al fine di limitare la corrosione galvanica, si ricorre all!utilizzo di un anodo sacrificale.

uesto è costitutito da una placca di metallo a potenziale minore *in genere magnesio o zinco che,collegata elettricamente alla stuttura da proteggere, si ossida al posto di essa.

Anodo sacrificale montato sullo scafo di una barca
























ueste placce con il passsare del tempo si corrodono e quindi vanno periodicamente sostituite.

*al$anostegia

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/er galvanostegia si intende un procedimento elettrochimico per mezzo del quale viene operata laricopertura di metalli non nobili con strati sottilissimi *dell!ordine di =,=; mm di metalli nobilio passivabili, a scopo estetico e5o anticorrosivo.

La galvanostegia viene condotta in una cella elettrolitica in cui l!anodo è costituito dal metallo diricopertura mentre il catodo è costituito dall!oggetto da ricoprire7 il bagno elettrolitico è invece costituitoda unasoluzione contenente disciolto un sale del metallo da depositare.

+e ad esempio si vuole eseguire l!argentatura di un oggetto di ferro, questo deve essere utilizzato comecatodo in una cella elettrolitica il cui anodo è invece costituito da un elettrodo di argento metallico7 ilbagno elettrolitico deve essere invece costituito da un sale di argento *ad esempio Ag2C. n tal modo

all!anodo l!argento metallico passa in soluzione come ione Ag&mentre al catodo gli ioni Ag& si depositanocome argento metallico.

























































/rocesso di argentatura

n modo analogo si possono eseguire attraverso la galvanostegia, placcature elettrolitiche comeargentature, dorature, cromature, nichelature, stagnature, zincature, ecc.

/osate ottenute tramite processo di doratura

uando il trattamento viene eseguito su oggetti non metallici resi conduttori mediante opportunitrattamenti, si parla di galvanoplastica.

*al$anoplastica

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,er galvanoplastica si intende la ricopertura di superfici non metalliche (rese conduttrici conopportuni trattamenti) con strati metallici che ne riproducono ogni dettaglio.

Anche se l!oggetto da ricoprire non è metallico *per esempio è di terracotta, e quindi non conduttore,esso pu0 essere ricoperto con strati metallici che ne riproducono ogni dettaglio, rendendolo conduttore insuperficie per esempio utilizzando una vernice *per es. a base di polvere di carbonio che conduca lacorrente elettrica. L!oggetto cos4 formato costituisce il catodo di una cella elettrolitica il cui anodo ècostituito dal metallo di ricopertura e il cui bagno è costituito da una soluzione contenente il sale delmetallo da depositare.

l metodo è molto simile a quello adottato in galvanostegia con la differenza che il catodo non è l!oggettostesso *in quanto non conduttore ma il sottile strato conduttore che gli viene applicato in superficie peresempio utilizzando una vernice a base di polvere di carbonio.

l catodo pu0 essere formato anche da uno stampo reso conduttore7 in esso si pu0 far depositare, con lostesso procedimento appena descritto, un metallo che successivamente pu0 essere staccato dallo stampoottenendo cos4 la sagoma in metallo dello stampo. n questo caso si parla dielettroformatura.

(endendo conduttrice la parte interna di uno stampo è possibile far depositare il metallo all!interno dellostampo stesso. n questo modo è possibile ottenere tramite elettroformatura oggetti metalli come adesempio statuette.










































+tatua ottenuta tramite processo di elettroformatura

8toriaFu lo scienziato pavese Luigi 6alentino rugnatelli che agli inizi del RR secolo effettu0 i primi esperimentidi galvanoplastica riuscendo a ricoprire elettrodi di carbone con un sottile strato di materiale metallico.

)! per questo motivo che rugnatelli è considerato l!inventore della galvanoplastica.

@pplicazioni della galvanoplastical processo di galvanoplastica trova applicazione, tra l!altro, nella fabbricazione di specchi parabolici enelle matrici di dischi grammofonici.

+e invece l!ggetto da ricoprire è metallico, il processo prende il nome digalvanostegia.

Raffinazione dei +etalli

Raffinazione elettrolitica dei metalli


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"on un procedimento simile a quello galvanoplatico, è possibile raffinare un metallo.

La raffinazione dei metalli viene condotta in una cella elettrolitica il cuianodo è costituito dal metallo daraffinare mentre il catodo è costituito da una lamina dello stesso metallo allo stato puro7 il bagnoelettrolitico è invece costituito da una soluzione contenente disciolto un sale del metallo da raffinare.

All!anodo il metallo da raffinare si ossida passando in soluzione come cationeche si riduce al catododepositandosi come metallo puro.

Aaffinazione elettrolitica del rameLa raffinazione del rame è un processo industriale molto importante, infatti circa il >= del rame *pari a ?milioni di tonnellate l!anno viene raffinato in questo modo. l rame metallurgico ha una purezza mediadel ID $ II ma per molti usi, ad esempio come conduttore elettrico, occorroo purezze piB elevate*dell!ordine del II,ID.






























http://www.chimica-online.it/download/catione.htm





























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/er eseguire il processo di raffinazione elettrolitica del rame, viene utilizzata una cella elettrolitica il cuil!anodo è costituito da rame metallico grezzo *che deve essere raffinato, mentre il catodo è costituito darame metallico puro. Anodo e catodo sono immersi in una soluzione in una soluzione di "u+-*aq.

(affinazione elettrolitica del rame

processi ai due elettrodi sono gli stessi, ma avvengono in senso opposto#

@ll'anodo# "u→ "u%& & %e$

@l catodo# "u%&

& %e$

→

"u

e pertanto il rame anodico manda in soluzione ioni "u%& che si riducono poi al catodo.

All!anodo si ha l!ossidazione del rame che passa in soluzione sotto forma di ioni rameici "u%& che si riduconoal catodo depositandosi come rame metallico puro.

+ul fondo della cella elettrolitica si depositeranno le impurit1 inizialmente presenti nel rame grezzo.





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