Parte quartaTermodinamica, cinetica,

elettrochimica

Prof. Stefano Piotto

Università di Salerno

1. Definizioni utili (sistema, stato, funzioni di stato)

2. I° principio della Termodinamica, esempi

3. L’entalpia – reazioni esotermiche ed endotermiche

4. Legge di Hess – Termochimica, esempi

5. II° principio della Termodinamica – L’entropia

6. Variazioni di entropia nei sistemi isolati

7. Spontaneità delle reazioni: energia libera di Gibbs

8. Definizione di cinetica chimica9. Velocità, molecolarità e ordine di

reazione10. Teoria delle collisioni11. Teoria del complesso attivato

12. Catalizzatori13. Reazioni esplosive ed oscillanti14. Elettrochimica e reazioni

elettrochimiche: definizione e classificazione.

15. Sistemi elettrochimici.16. La pila17. Elettrodi: catodo e anodo.18. Polarità dei sistemi e continuità del

circuito19. Potenziale di cella e potenziale

standard20. L’elettrodo standard di idrogeno21. Equazione di Nernst

Processi (chimici o fisici) di trasformazione della materia

Spontanei

Non spontanei

Energia:capacità di un sistema a compiere lavoro

energia potenzialeenergia cineticaenergia termicaenergia elettricaenergia nucleareetc.

Termodinamica

• Scienza che studia proprietà macroscopiche della materia e le correla con stati microscopici della stessa.

• Lo scopo della termodinamica è quello di prevedere quali processi chimico-fisici siano possibili, in quali condizioni e di calcolare quantitativamente le proprietà dello stato d’equilibrio risultante del processo.

• La termodinamica ha una validità generale.• Limiti: Previsione delle proprietà di una sostanza

senza però spiegare il perché. Previsione se un processo può avvenire senza darne una scala temporale.

• SISTEMA: porzione di materia che si prende in considerazione per lo studio delle sue proprietà.

• AMBIENTE: Tutto ciò che circonda il sistema in studio e che può influenzarne le proprietà.

Un sistema può essere:

• APERTO: scambia con l’ambiente sia materia che energia.

• CHIUSO: scambia con l’ambiente energia ma non materia.

• ISOLATO: non scambia con l’ambiente né materia né energia.

TERMINOLOGIA

La termodinamica analizza le proprietà macroscopiche dei sistemi e la modalità con le quali si trasformano.

• Proprietà estensiva: Proprietà del sistema che può essere scritta come combinazione delle analoghe proprietà dei sottosistemi ( Volume, massa, Energia).

• Proprietà intensiva: Proprietà del sistema che è uguale per entrambi i sottosistemi (Temperatura, Pressione).

Sistema = Sottosistema 1 + Sottosistema 2

TERMINOLOGIA

Funzione di stato: Proprietà del sistema che dipende esclusivamente dallo stato termodinamico in cui questo si trova.

FUNZIONI DI STATO

Volume

Temperatura

Pressione

Energia

La variazione di una qualsiasi funzione di stato è indipendente dal cammino (reversibile o irreversibile) percorso tra ogni determinata coppia di stati termodinamici.

Lo stato di un sistema può variare in seguito ad un processo fisico o chimico; la corrispondente variazione di una funzione di stato del sistema non dipende dal cammino percorso, ma soltanto dallo stato iniziale e da quello finale. Possiamo quindi determinare la variazione () di una certa funzione dovuta ad una determinata trasformazione.

E = q mgh = mcDT

c

ghT

h

h=165 m

g = 9,8 m/s

Funzioni di stato

Energia liberata dal peso in caduta per un dislivello h:

E = mpesogh

Calore assorbito dall’acqua del calorimetro:

q=macquacT

ESPERIMENTO DI JOULE (1843)

mpeso

h

I principio della termodinamica:

L’energia si conserva: si trasforma da una forma ad un’altra, ma la somma

dell’energia nelle varie forme, rimane costante.

Hermann Ludwig Ferdinand von HelmholtzPotsdam 1821- Berlino 1894

Rudolf Julius Emmanuel ClausiusKoslin, 1822 – Bonn, 1888

Funzioni di stato

Lavoro di espansione (o compressione)

w = PVAttenzione alla convenzione dei segni:

energia che entra nel sistema è positiva,

quella che fuoriesce è negativa.

P

V

Considerando solo lavoro di espansione w e calore q:

E = q - LE = Energia Interna del sistema (è una funzione di stato)

IL PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

Tra i diversi tipi di lavoro, si fa spesso riferimento al lavoro compiuto da un gas che si espande a P costante, passando da un volume V1 ad un volume V2:

L = P (V2 - V1) = PV

Il primo principio esprime la conservazione dell’energia:

E = Q - LLa variazione di energia interna del sistema (E) è data dal calore ceduto/acquistato e dal lavoro compiuto

PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

Conservazione dell’energia:

E = Q - L

Per quanto riguarda il segno:Q > 0 se assorbito dal sistemaQ < 0 se ceduto dal sistemaL > 0 se compiuto dal sistemaL < 0 se compiuto dall’intorno sul sistema

L’ENERGIA NON PUÓ ESSERE NÉ CREATA NÉ

DISTRUTTA

L’ENERGIA DELL’UNIVERSO É COSTANTE

L > 0

L < 0

Internal energy is simply the totality of all forms of kinetic and potential

energy of the system. Thermodynamics makes no distinction between

these two forms of energy and it does not assume the existence of

atoms and molecules. But since we are studying thermodynamics in the

context of chemistry, we can allow ourselves to depart from “pure”

thermodynamics enough to point out that the internal energy is the sum

of the kinetic energy of motion of the molecules, and the potential energy

represented by the chemical bonds between the atoms and any other

intermolecular forces that may be operative.

Applicazione del primo principio ai gas perfetti

• In ogni sistema è contenuta una certa quantità di energia, in varie forme, che viene perciò definita energia interna (E) del sistema. In un gas, per esempio, questa energia è essenzialmente l'energia cinetica totale delle molecole in movimento.

• l'energia interna del gas dipende dalla sua temperatura, infatti maggiore è questa e più velocemente le molecole del gas si muovono. Quando forniamo calore ad un gas vediamo che la sua temperatura aumenta, quindi aumenta anche la sua energia interna. Allo stesso modo se comprimiamo il gas, facendo quindi lavoro sul sistema, aumentiamo la sua energia interna.

Il sistema analizzato è un cilindro chiuso alla sommità con un pistone libero di muoversi.

• Trasformazione isoterma (T=cost) In questo caso la temperatura del gas non varia e quindi nemmeno la sua energia interna. Possiamo quindi scrivere:

Q – L = 0Q = L

Tutto il calore che viene fornito al sistema si converte completamente in calore e viceversa.

• Trasformazione isocora (V=cost) In questa trasformazione il volume resta costante, quindi il gas non compie nessun lavoro. Il primo principio diventa:

DE = Q Tutto il calore che viene fornito al gas va a variare la sua energia interna e quindi la sua temperatura. Viceversa se il sistema cede calore, la sua energia interna diminuisce e quindi il gas si raffredda.

Trasformazioni termodinamiche

• Trasformazione isobara (P=cost) In questa situazione non vi è nessuna grandezza che si conservi: infatti il sistema compie o subisce lavoro, assorbe o cede calore e quindi la sua energia interna e la sua temperatura variano. In questo caso è però molto semplice calcolare il lavoro, che, come si può dimostrare, è dato dal prodotto tra la variazione di volume e la pressione:

L = P DVGas che si espande => lavoro di tipo PV

• Trasformazione adiabatica Se il sistema è termodinamicamente isolato dall'ambiente, ossia se non vi sono scambi di calore con l'esterno, si può scrivere: DE = – LIn questo caso tutto il lavoro compiuto dal gas va a discapito della sua energia interna.

ENTALPIA – REAZIONI ESOTERMICHE ED ENDOTERMICHE

In base al primo principio della termodinamica, se si opera a V costante (cioè V = 0), e non si considerano tipi di lavoro diversi da PV, non vienecompiuto lavoro meccanico, e la variazione di energia interna coincide con il calore assorbito o ceduto dal sistema.

Invece, a P costante, PV non è nullo e risulta utile introdurre una nuova funzione, chiamata ENTALPIA (H). H, che è una funzione di stato, viene valutata in termini di H tra stato iniziale e finale.

Attenzione! q non è una funzione di stato.

In un recipiente chiuso ermeticamente: q1.

In un recipiente aperto all’aria: q2.

q2 > q1

In un recipiente chiuso il calore serve solo a far

evaporare il liquido.

In un recipiente aperto il calore serve sia per far evaporare il

liquido, sia per l’espansione del vapore che si forma.

Calore per far evaporare l’acqua.

Stato A

Stato B

Trasformazione 1con w1 e q1

Trasformazione 2con w2 e q2

EA-B = w1 + q1 = w2 + q2

se w1 > w2 allora q1 < q2

Funzione di stato

Entalpia, H = PV + Ea pressione costante si ha :

dH = d(PV) + dE = PdV + VdP +

dE = PdV + dE

E = - w + qa volume costante si ha E = qV

= qP

integrando H = PV + E = PV + qP -PV

L’entalpia è il calore scambiato a P costante

Distinguiamo 2 tipi di reazioni

REAZIONI ESOTERMICHE

La reazione è accompagnata da sviluppo di calore, la temperatura dei prodotti supera la temperatura ambiente ed il calore prodotto viene ceduto all’ambiente circostante (contenuto termico dei prodotti minore di quello dei reagenti, H < 0).

REAZIONI ENDOTERMICHE

Affinché la reazione possa avvenire è necessario

fornire energia dall’esterno, in quanto il contenuto

energetico dei prodotti e maggiore rispetto a quello

dei reagenti (H > 0).

Reazione esotermica (a pressione costante): H<0Reazione endotermica (a pressione costante): H>0

Alcuni esempi:

C(grafite) + O2(g) CO2(g) H° = -393,51 kJ mol-1

O2(g) + 2 H2O(l) 2 H2O2(l) H° = 196,10 kJ mol-1

2 O3(g) 3 O2(g) H° = -285,40 kJ mol-1

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H° = 178,53 kJ mol-1

Reazione di formazione allo stato standard:preparazione di una mole del composto, a partire dagli elementi, a 1 atm e 298 K.

Alcuni esempi:

CO2(g): C(grafite) + O2(g) CO2(g) H°f = -393,51 kJ mol-1

H2O(l):1/2 O2(g) + H2(g) H2O(l) H° f = -285,83 kJ mol-1

CaCO3(s, aragonite):Ca(s) + C(grafite) + 3/2 O2(g) CaCO3(s, aragonite) H° f = -1207,13 kJ mol-1

CaCO3(s, calcite):Ca(s) + C(grafite) + 3/2 O2(g) CaCO3(s, calcite) H° f = -1206,92 kJ mol-1H°f = 0 per le specie termodinamicamente stabili allo

stato standard.Esempio: O2, C(grafite), tutti gli elementi puri, etc.

Per confrontare e combinare valori di H relativi a reazioni diverse sono state scelte delle condizioni di riferimento.

STATI STANDARD

· GAS: il gas puro a P = 1 atm e T = 298 K

· LIQUIDI: liquido puro a P = 1 atm e T = 298 K

· SOLIDI: forma allotropica stabile a P = 1 atm e T = 298 K

· agli elementi nei loro stati standard si attribuisce H = 0

Le variazioni di entalpia che si riferiscono a trasformazioni tra stati standard vengono indicati con H°

LEGGE DI HESS:

il calore sviluppato in un processo chimico a pressione costante è indipendente dal fatto che il processo avvenga in uno o più stadi. Questa legge deriva dal fatto che l’entalpia è una funzione di stato e che le suevariazioni dipendono unicamente dagli stati iniziale e finale e non dal cammino percorso.

Dato che anche le trasformazioni fisiche (passaggi di stato) comportano variazioni di energia, nelle equazioni termochimiche è necessario indicare lo stato fisico di tutti i reagenti e prodotti; per la stessa ragione, se un solido può esistere in più di una forma allotropica, questa va specificata.

Ad esempio:

2Cgraf + 3H2 (g) + 1/2O2 (g) C2H5OH (l)

H = - 277,7 kJ

Cgraf carbonio nella forma allotropica grafiteH2 (g) idrogeno allo stato gassosoO2 (g) ossigeno allo stato gassosoC2H5OH (l) alcool etilico allo stato liquido

La risposta è ENTROPIA!

• Perché le cose vanno come vanno e non in un altro modo?

La direzione dei processi spontanei non dipende dall’energia

• Esperimento 1. Una pila di monete è lanciata in aria. Quando

sono cadute al suolo, il numero di “testa” è simile al numero di

“croce”.

• Esperimento 2. Un libro è lasciato cadere da un tavolo.

• Esperimento 3. Una mole di gas, inizialmente a 300K e 2 atm è

lasciat espandere raddoppiando il suo volume mantenendo la

temperatura costante.

• Esperimento 4. Due blocchi identici di rame, uno a 200°C e

l’altro a 100°C, sono posti in contatto all’interno di un recipiente

termicamente isolato. La temperatura dei due blocchi diventa

150°C.

Interpretazione microscopica dell’entropia

Ludwig Eduard BoltzmannVienna 1844 - Duino (TS) 1906 S = R ln

per una mole:

(E, V, n) = probabilità microscopica dello stato

entropia = disordine molecolare

Microstati e dispersione dell’energia

L’energia si conserva; se un libro cade da un tavolo la quantità totale di energia rimane immutata. Tutto quello che è successo è una trasformazione di energia da una forma ad un’altra.

Quello che è cambiato è la disponibilità di questa energia. Questa si è dispersa ed il numero di microstati disponibili è aumentato.

Una volta dispersa questa energia è meno disponibile ad essere “recuperata” e sfruttata nuovamente.

L’ENTROPIA è una misura della dispersione dell’energia.

Dispersione e condivisione dell’energia

Quando una reazione avviene, ci sono due cambianti legati all’energia termica:

I modi in cui l’energia è immagazzinata nei reagenti può essere diversa da quella dei prodotti. Per es. Nella reazione H2 → 2 H, l’energia è molto più “dispersa” nell’idrogeno atomico. Se questo fosse l’unico fattore da considerare la dissociazione sarebbe spontanea e l’idrogeno molecolare non dovrebbe esistere.

Per dissociare l’idrogeno comunque, una certa quantità di energia deve essere assorbita dall’ambiente per rompere I legami H-H. In altre parole, lo stato fondamentale (ground state) è più alto nel caso dell’H.

All molecules spontaneousy absorb heat and dissociate at high temperatures.

L’ENTROPIA è una funzione di stato e le variazioni S dipendono unicamente dagli stati iniziale e finale. La condizione di aumento di disordine che caratterizza le trasformazioni spontanee può essere espressa come:

Processo irreversibile (spontaneo):T

qS irrev

Processo reversibile (all’equilibrio):T

qS rev

II principio della termodinamica:

In un processo irreversibile (spontaneo) si ha sempre

T

qS irrev

• ENUNCIATO I (Lord Kelvin): É impossibile realizzare una trasformazione il cui unico risultato sia quello di assorbire calore da un’unica sorgente e trasformarla integralmente in lavoro.

• ENUNCIATO II (Clausius): É impossibile realizzare una trasformazione il cui unico risultato sia quello di far passare calore da un corpo più freddo ad uno più caldo.

• ENUNCIATO III: É impossibile realizzare una macchina termica il cui rendimento sia uguale a 1.

• ENUNCIATO IV: Un sistema isolato che è stato perturbato giunge ad una nuova condizione di equilibrio che è quella a cui corrisponde il massimo aumento dell’entropia compatibile con il rispetto del I principio della termodinamica.

Entropia e disordine

Interpretazione microscopica dell’entropia

Ludwig Eduard BoltzmannVienna 1844 - Duino (TS) 1906 S = R ln

per una mole:

(E, V, n) = probabilità microscopica dello stato

entropia = disordine molecolare

Gas

Quando la pressione esterna è zero, il gas non compie lavoro espandendosi, e qirrev = 0, quindi avviene il processo con S > 0 (con aumento di disordine molecolare).

vuoto

Energia libera

ΔStotal = ΔSsurr + ΔSsys

ΔStotal = (– ΔH/T) + ΔSsys

TΔStotal = – ΔH +T ΔSsys

Josiah Willard GibbsNewhaven 1839 - Newhaven 1903

Energia Libera

G = H – TS

Per un processo a pressione e temperatura costanti:

G = H – TS

per un processo spontaneo: G < 0

all’equilibrio: G = 0

Non è energia! Benché G abbia l’unità di misura dell’energia (joules, o nella forma intensiva , J mol–1), non ha il più importante attributo dell’energia: non si conserva. Riferirsi a G come ad una energia rinforza la convinzione errata che ogni cambiamento si accompagni ad una diminuzione di energia. Ma se accettiamo la nozione che l’energia si conserva, diviene chiaro che la sola condizione necessaria per una trasformazione sia la redistribuzione dell’energia. La quantità –ΔG associata ad un processo rappresenta la quantità di energia che si “disperde” o “ridistribuisce”, che è quello che abbiamo visto essere il senso dell’aumento di entropia.

Non è nemmeno "reale"! G differisce da H e S anche in un altro modo significativo : non ha una sua realtà fisica come proprietà della materia. L’energia libera è semplicemente una convensione che serve come criterio per le trasformazioni e rende i calcoli molto semplici.

Variazioni di entropia, esempi

L’energia Libera di Gibbs (G)

E = Q – L I° principioH = E + P V P = cost

S = Qrev/T T= cost, II° principio

Þ E = T S – Lrev

Þ H – P V = T S – Lrev

Þ H – T S = P V – Lrev

Þ (H – TS) = P V – Lrev

G = H – TS funzione di Gibbs = Energia Libera

Þ G = P V – Lrev

T e P costanti

Nella valutazione della SPONTANEITÀ di una reazione è quindi necessario integrare questi due aspetti, cioè la minimizzazione dell’energia e lamassimizzazione dell’entropia. Solo in alcuni casi essi sono entrambi favorevoli (H < 0, S > 0);

L’effetto combinato dei due fattori è espresso da una nuova funzione termodinamica, l’ENERGIA LIBERA (G).

liquido

Inizialmente il liquido evapora perché questo determina un aumento del disordine molecolare (aumento di entropia).

vapore

Equilibrio liquido-vapore (evaporazione)

0 G ovvero H

S evap

T

Si raggiunge l’equilibrio quando si ha:

T0 evapH

S ovvero G

DG e spontaneità di una reazione

DG Spontaneità di una reazione (T, P costanti)

DG > 0 Reazione non spontanea (favorita verso i reagenti)

Reazione inversa favorita

DG = 0 Sistema all’equilibrio

DG < 0 Reazione spontanea (favorita verso i prodotti)

Reazione diretta favorita

Una diminuzione di energia libera (G < 0) può, quindi, derivare sia da una diminuzione di H che da un aumento di S; le reazioni endotermiche spontanee sono più frequenti a temperature elevate in quanto, al crescere di T, aumenta il peso del termine entropico.

Per quanto riguarda il valore che ΔG assume nelle reazioni, sono possibili quattro casi:

• ΔH<0 e ΔS>0: i due fattori sono entrambi favorevoli.

• ΔH>0 e ΔS<0: i due fattori sono entrambi sfavorevoli.

• ΔH>0, fattore sfavorevole, e ΔS>0, fattore favorevole.

• ΔH<0, fattore favorevole, e ΔS<0, fattore sfavorevole.

Condizione di Equilibrio

• Il DG rappresenta la pendenza della curva di G all’avanzare della reazione

• L’equilibrio si raggiunge quandoDG = 0

DG = 0

Grado di avanzamento della reazione

Possiamo considerare la condizione di equilibrio di un sistema chimico, come quella che corrisponde al minimo dell’energia libera di Gibbs

Es. A ⇋ B

DG e quoziente di reazione Q

• L'energia libera di Gibbs dipende dalla composizione del sistema, che viene definita sfruttando la grandezza Q, il quoziente di reazione

• Q è il prodotto delle attività (concentrazione) dei reagenti e dei prodotti di reazione elevate per il proprio coefficiente stechiometrico (per i prodotti il coefficiente stechiometrico è positivo, mentre per i reagenti è negativo). All’equilibrio Q = Keq

La relazione tra Q e G (energia libera di Gibbs) è espressa da:

ΔG = ΔG° + RTlnQ

Variazione di energia libera nello stato standard

Costante di Equilibrio

KRTGr ln

QRTGG rr ln

All’equilibrio DrG = 0 e il rapporto tra le attività dei

reagenti e dei prodotti di reazione elevate per il proprio coefficiente stechiometrico ha un valore fisso, denominato K (Costante di Equilibrio) Q = K

KRTGr ln

RT

Gr

eK

K < 1 : reagenti favoritiK > 1 : prodotti favoriti

Costanti Termodinamiche• KC e KP sono le costanti di equilibrio di una reazione, espresse

rispettivamente sfruttando le concentrazioni e le pressioni parziali. Sono entrambe approssimazioni della più generale costante termodinamica K espressa in attività (a)

a A + b B ⇋ c C + d D

K = (a C)c (a D)d

(a A)a (a B)b

• Capita in diversi contesti di rimpiazzare le attività con le concentrazioni o con le pressioni parziali, in questo modo le costanti di equilibrio acquistano unità di misura che dipendono dalla reazione in questione.

Si tratta di approssimazioni che tengono bene solo per bassi valori delle concentrazioni (soluzioni molto diluite) e per bassi valori delle pressioni (gas quasi-ideali)

Cinetica chimica

Termodinamica e cinetica

La spontaneità delle reazioni chimiche può essere valutata dal punto di vista termodinamico: per fare questo, non si considera il meccanismo della reazione, ma soltanto l’energia degli stati iniziale e finale.

ΔG>0 Processo non spontaneo, reazione endoergonica

ΔG=0 Processo in equilibrio

ΔG<0 Processo spontaneo, reazione esoergonica

La variazione di energia libera non ci dà nessuna informazione sulla velocità della reazione

Per esempio, la carta, altamente combustibile, a temperatura ambiente reagisce così lentamente con l’ossigeno da rendere il processo di ingiallimento quasi inavvertibile dal punto di vista macroscopico. La reazione di ossidazione della carta è termodinamicamente favorita e quindi la reazione è spontanea.

Altro esempio è quello del diamante

Velocità di una reazione chimica

è la velocità con cui varia la concentrazione di un certo reagente o prodotto nel tempo e può essere espressa come:

Quanto all’unità di misura, la velocità viene spesso espressa in moli l-1 sec-1, ma, a seconda della reazione, si possono usare unità di tempo più ampie (minuti, ore, anni, ecc.).

t

cv

Legge di azione di massa

In generale la velocità di reazione sarà in qualche modo proporzionale alla concentrazione dei reagenti.

aA + bB → prodotti

v = k [A]m [B]n

· i termini in parentesi quadra sono le concentrazioni dei reagenti

· n ed m sono in genere numeri interi e piccoli e solitamente non dipendono dai coefficienti stechiometrici; indicano il cosiddetto ordine di reazione.

· k è una costante di proporzionalità, il cui valore dipende dal tipo di reazione.

Velocità di reazione e stato di suddivisione dei reagenti

La velocità di reazione è influenzata da molti fattori:

1. SUPERFICIE DI CONTATTO TRA I REAGENTI.

La velocità aumenta al crescere dell’area superficiale disponibile per la reazione; generalmente, la reazione è più rapida se i reagenti sono costituiti da particelle più piccole.

2. CONCENTRAZIONE DEI REAGENTI

Come espresso dall’equazione della velocità, la velocità di reazione dipende dalla concentrazione di uno o più reagenti, per cui un aumento di concentrazione provoca spesso (ma non sempre) un aumento di velocità. L’effetto dell’aumento di concentrazione dei vari reagenti può avere effetti diversi sulla velocità di reazione.

3. TEMPERATURA E LUCE

In generale, un aumento di temperatura provoca un aumento della velocità di reazione. Alcune reazioni avvengono soltanto in presenza di radiazioni luminose: ad esempio, la fotosintesi clorofilliana delle piante e le reazioni fotochimiche che avvengono nell’atmosfera in presenza di specie inquinanti.

4. PRESENZA DI CATALIZZATORI

I catalizzatori sono sostanze in grado di modificare la velocità di reazione senza subire trasformazioni nel corso di essa. Essi non vengono consumati e si recuperano tali e quali alla fine della reazione.

Ordine di reazione

v = k [A]m [B]n

gli esponenti m ed n esprimono rispettivamente l’ordine della reazione rispetto ad A e l’ordine della reazione rispetto a B. L’ordine totale della reazione è dato, invece, dalla somma (m+n).

Rispetto ad uno dei reagenti possiamo dire:

· n = 0 ORDINE ZERO: essendo [A]0 = 1, si ottiene: velocità di reazione = k; la velocità di reazione è indipendente dalla concentrazione di A.

· n = 1 PRIMO ORDINE: La velocità è proporzionale a [A]

· n = 2 SECONDO ORDINE: La velocità è proporzionale a [A]2

Rappresentiamo i casi più comuni

Che cosa si intende per "meccanismo di una reazione"?E' una successione teorica di processi elementari, in ognuno dei

quali si forma un composto intermedio, fino a raggiungere il prodotto finale.

Parlando di "ordine di reazione", abbiamo visto che la somma degli esponenti delle concentrazioni che compaiono nella espressione della velocità di reazione è l'ordine totale di reazione e che questi esponenti si possono ricavare solo sperimentalmente da misure cinetiche.

Quando si parla però di meccanismo di reazione, non si può parlare di

ordine di reazione, bensì di "molecolarità",che indica il numero di molecole coinvolte di ogni singolo stadio intermedio o processo elementare.

Molecolarità superiori a 3 sono assolutamente improbabili, dato che è molto improbabile un urto triplo (che esige l'incontro contemporaneo di 3 unità diverse e spesso secondo una geometria molto precisa). La molecolarità non è un dato sperimentale (come è invece l'ordine di reazione), ma un concetto teorico mediante il quale viene proposto uno stadio del meccanismo di reazione.

La maggior parte delle reazioni chimiche comporta un trasferimento di atomi da una molecola ad un’altra, è, quindi, molto importante che le particelle entrino in contatto reciproco. Inoltre, è necessario che le particelle collidano con sufficiente energia affinché i loro nuclei si avvicinino adeguatamente vincendo la repulsione delle rispettive nubi elettroniche. Tale energia deriva dall’energia cinetica delle particelle in movimento.

Energia di attivazione Ea : essa costituisce il valore minimo di energia cinetica che due particelle devono possedere perché possano collidere con forza sufficiente a dar luogo alla reazione.

La teoria delle collisioni

L’energia di attivazione può essere considerata una vera e propria barriera di energia potenziale che i reagenti devono superare per diventare prodotti.Il diagramma profilo di reazione rappresenta la variazione di energia potenziale in funzione dell’andamento della reazione a livello molecolare.

Nel caso di una reazione endotermica (ΔH > 0), le molecole di prodotto si trovano a un livello di energia potenziale più elevato rispetto ai reagenti e, quindi, contengono minore energia cinetica.

Si avrà, quindi, una diminuzione della temperatura e un assorbi-mento di calore dall’ambiente.

Affinché avvenga una reazione chimica le molecole reagenti devono collidere con un’energia almeno pari o maggiore di un certo valore minimo, detto energia di attivazione, e con la giusta orientazione reciproca.

La temperatura influenza la distribuzione delle velocità

La teoria del complesso attivato

Questa teoria fornisce una spiegazione di ciò che avviene a livello molecolare quando le particelle di reagenti collidono con energia sufficiente a dare corso alla reazione.Quando si realizza una collisione efficace tra due particelle di reagenti, queste formano, per un breve intervallo di tempo detto stato di transizione, un aggregato intermedio, detto complesso attivato.

Questo è tenuto insieme da deboli legami intermolecolari che derivano da legami originari, che si stanno rompendo, e da nuovi legami che si stanno formando e che diventeranno i legami dei prodotti.

Velocità di reazione e concentrazione dei reagenti

La velocità di reazione aumenta con la concentrazione dei reagenti perché un incremento del numero di particelle per unità di volume (appunto concentrazione) favorisce un incremento della frequenza delle collisioni.

Per una reazione tipo:aA + bB → prodotti

v = k [ A ]m [ B ]n dove:k = è la costante specifica di velocità caratteristica per una data reazione, non cambia con le concentrazioni, ma varia con la temperatura“m” e “n” = sono esponenti ricavabili solo sperimentalmente, dal momento che non sempre coincidono con i coefficienti stechiometrici

Velocità di reazione e temperatura

In generale si può affermare che la velocità di reazione aumenta all’aumentare della temperatura, sia perché aumenta l’energia cinetica delle particelle e quindi la frequenza di collisioni, sia perché aumentano le collisioni efficaci.

Velocità di reazione e Catalizzatori

Un Catalizzatore è una sostanza in grado di influire sulla velocità di reazione, accelerandola o rallentandola senza essere modificata o consumata . La variazione della velocità di una reazione chimica, ottenuta utilizzando un catalizzatore, è detta Catalisi.

• http://www.stolaf.edu/depts/chemistry/courses/toolkits/126/kinetex/concept/index.htm

• http://www.sci.wsu.edu/idea/ChemKinetics/

Catalizzatori omogenei ed eterogeneiNel caso in cui un catalizzatore si trovi nello Stato fisico dei reagenti, ad esempio dissolto nello stesso solvente, esso viene detto catalizzatore omogeneo. Esempi di catalisi omogenea sono rappresentati dalle reazioni che avvengono in soluzione acquosanell’organismo umano, in presenza di particolari catalizzatori biologici detti enzimi.

Quando, invece un catalizzatore si trova in uno stato fisico differente (il caso più comune è quello di un solido introdotto in una reazione in fase gassosa) è denominato catalizzatore eterogeneo. Nell’industria molti processi chimici si realizzano in presenza di catalizzatori eterogenei.

Esempi di questo tipo di catalizzatori frequentemente impiegati sono metalli, quali il ferro, il platino, il nichel, il palladio e molti altri, utilizzati in uno stato finemente suddiviso.

E il legame con la termodinamica?

A + B C + D

Una reazione chimica può essere definita come la trasformazione di certe specie inizialmente presenti (i REAGENTI, A e B) in altre sostanze (i PRODOTTI, C e D).

c

t

Reagenti

Prodotti

A + B P + Q C + D

In una reazione chimica possono formarsi delle specie, che interagendo, formano i prodotti finali della reazione. Tali specie sono dette INTERMEDI DI REAZIONE (P e Q), e la loro concentrazione aumenta per un periodo iniziale, per poi diminuire.

c

t

Intermedi

A + B C + D

Quando avviene una reazione chimica spontanea il sistema passa ad un livello energetico inferiore, attraverso due percorsi: perdita di calore (entalpia) ed dispersione di energia (entropia).

E

Reagenti

Prodotti

LE REAZIONI OSCILLANTISubstrato Organico

Acido Citrico

Ossidanti

Bromato Di Potassio In Ambiente Acido

Enzimi e Coenzimi

Ioni Metallici Ce(IV)

LA REAZIONE DI BELOUSOV-ZHABOTINSKII

Una reazione oscillante è di solito prodotta dalla somma di numerose reazioni, in cui si formano e consumano numerosi composti, i cosiddetti intermedi di reazione. Proprio la concentrazione degli intermedi di reazione varia in maniera oscillante nel tempo.

LA REAZIONE DI BELOUSOV-ZHABOTINSKII

Alla ricetta originale furono apportate numerose modifiche (aggiunta di ferroina, sostituzione dell’acido citrico con acido malonico).

La reazione totale, nota oggi come REAZIONE DI BELOUSOV-ZHABOTINSKII, ha la seguente equazione:

2BrO3- + 3CH2(COOH)2 + 2H+ 2BrCH(COOH)2 + 3CO2 + 4H2O

LA REAZIONE DI BELOUSOV-ZHABOTINSKIIDi seguito è riportato un meccanismo SEMPLIFICATO della reazione BZ.

1)HOBr + Br- + H+ Br2 + H2O

2)HBrO2 + Br- + H+ 2HOBr

3)BrO3- + Br- + 2H+ HBrO2 + HOBr

4)2HBrO2 BrO3- + HOBr + H+

5)BrO3- + HBrO2 + H+ 2BrO2. + H2O

6)BrO2. + Ce3+ + H+ HBrO2 + Ce4+

7)BrO2. + Ce4+ + H2O BrO3- + Ce3+ + 2H+

8)CH2(COOH)2 + H+ + Br2 BrCH(COOH)2 + Br- + 2H+

9)6Ce4+ + CH2(COOH)2 + 2H2O 6Ce3+ + HCOOH + 2CO2 + 6H+

10)nCe4+ + BrCH(COOH)2 + 2H2O Br- + nCe3+ + nH+ + [Prodotti vari]

LE REAZIONI OSCILLANTI

I PROCESSI OSCILLANTI REALI

• I PROCESSI METABOLICI

• I PROCESSI VISIVI

• I SISTEMI PREDA-PREDATORE

Qualcosa di spettacolare

Autocatalisi X + Y 2X

Il primo step è autocatalitico in X. Il secondo è autocatalitico in Y.

La reazione netta è A B

Meccanismo Lotka- Volterra

Reazioni oscillanti

La piu’ famosa: la Belousov-Zhabotinskii

B.P. Belousov e A.M. Zhabotinskii

LA REAZIONE DI BELOUSOV-ZHABOTINSKII

Il meccanismo della reazione BZ è stato studiato con numerosi modelli, uno dei quali è quello dell’OREGONATORE, riportato di seguito:

a) A + X X + Pb) X + Y 2Pc) A + X 2X + Zd) 2X A + Pe) Z nYf) A + 2Y 3Pg) A P + 2Z

dove A=BrO3- , P=HOBr, X=HBrO2, Y=Br-, Z=Ce4+

Al in ambiente molto acido: 

Aluminium is a very base metal (E° (Al3+/Al) = -1.66 V). In air it becomes coated with a thick oxide layer which protects it from further attack, a process known as passivation. Aluminium oxide is practically insoluble in water and also resistant to dilute acids and weak bases. However, in the presence of complexation agents, in this case chloride ions, the oxide layer readily dissolves. As soon as a site is exposed on the metal surface a redox reaction with copper ions starts locally. Elementary copper is deposited forming a local element at which the vigorous reaction of the aluminium with hydrochloric acid occurs, producing hydrogen. This ignites and burns with a flame that is coloured blue-green by the copper. The reactions at the electrodes of the local element can be described as follows:  

                                                                   

 

Definizioni

X y

e-

X perde elettroni Y guadagna elettroni

X si ossida Y si riduce

X e’ riducente Y e’ ossidante

X aumenta il numero di ossidazione

Y diminuisce il numero di ossidazione

Trasferimento di elettroni

Elettrochimica• Trasformazione di energia chimica in energia

elettrica: generatori (pile, accumulatori, celle a combustibile)

• Trasformazione di energia elettrica in energia chimica: celle di elettrolisi

Classificazione delle reazioni elettrochimicheUna reazione elettrochimica è una reazione

chimica nella quale compaiono gli elettroni: Cu2+ + 2e- Cu

½ O2 + 2H+ + 2e- H2O

Le reazioni elettrochimiche sono:

- di riduzione o catodiche:quando gli elettroni compaiono a primo membro (reagenti)

2H+ +2e- H2

- di ossidazione o anodiche:quando gli elettroni compaiono a secondo membro (prodotti)

2Cl– ½ Cl2 + 2 e-

Sistemi elettrochimiciSono costituiti da (almeno) due elettrodi (conduttori elettronico o di 1a specie) e da un elettrolita (conduttore ionico o di 2a specie). In molte applicazioni gli elettrodi sono metallici e l’elettrolita è una soluzione elettrolitica.

Quando il sistema elettrochimico è percorso da corrente elettrica, questa è corrente elettronica negli elettrodi e nel circuito esterno, ed è corrente ionica nell’elettrolita.

Nel primo caso i portatori di carica elettrica sono gli elettroni, nel secondo sono ioni.

Contemporaneamente, agli elettrodi avvengono reazioni elettrochimiche.

Ogni reazione di ossidoriduzione spontanea può consentire, in linea di principio, di produrre energia elettrica, grazie al flusso di elettroni che vengono trasferiti dal riducente (che si ossida) all’ossidante (che si riduce).

Ad esempio, nella reazione:

Zn (s) + Cu2+ → Cu (s) + Zn2+

atomi di Zn cedono elettroni a ioni Cu2+ presenti in soluzione, che vengono ridotti a Cu, ossidandosi a Zn2+.

Celle voltaicheQuesto circuito, costituisce una PILA elettrica (o cella voltaica) e consente di trasformare energia chimica in energia elettrica per mezzo di una reazione che avviene spontaneamente (forza elettromotrice positiva).

Se si opera la trasformazione opposta, da energia elettrica ad energia chimica, si realizza invece un processo chiamato ELETTROLISI, caratterizzato da una reazione che procede nel verso opposto rispetto a quella spontanea, e che richiede un apporto di energia dall’esterno per avvenire (forza elettromotrice negativa).

Celle elettrolitiche

Elettrodi: catodoPer quanto riguarda gli elettrodi, si chiama catodo l’elettrodo al quale avviene la reazione di riduzione, cioè la reazione che ha gli elettroni come reagenti. (Red Cat!)

Questo significa che, quando il circuito è percorso da corrente, gli elettroni entrano nel catodo.

Elettrodi: anodoSi chiama invece anodo l’elettrodo sede della reazione di ossidazione (reazione anodica), cioè la reazione nella quale gli elettroni sono prodotti.

Quando passa corrente, gli elettroni escono dall’anodo.

La pila, o cella voltaica

Di fatto, in soluzione questi fenomeni avvengono in modo caotico sviluppando energia principalmente sotto forma di calore, e non sono utilizzabili per ottenere energia elettrica. Tuttavia, è possibile realizzare un circuito costituito da due semicelle, in cui la soluzione dell’ossidante e quella del riducente sono separate tra loro e gli elettroni passano dall’una all’altra attraverso un conduttore metallico esterno, generando così una corrente elettrica.

Una cella in cui reagenti e prodotti sono nei loro stati standard (1M per le specie disciolte e 1 atm per i gas) è detta cella standard

Approfondimento sulle pileSe una sbarretta di Zn viene immersa in acqua, alcuni ioni del metallo passano in soluzione e si ha la reazione:Zn (s) → Zn2+ + 2e-

Gli elettroni non trovano condizioni favorevoli per passare nella fase acquosa, per cui restano nello zinco; questo si carica negativamente, la fase acquosa positivamente e si stabilisce una differenza di potenziale tra metallo (negativo) e soluzione (positiva). La differenza di potenziale tra soluzione ed elettrodo non può essere misurata direttamente, ma solo valutata rispetto ad un elettrodo di riferimento cui viene attribuito potenziale zero.

La PILA è il sistema costituito da due elettrodi immersi in due opportune soluzioni, separate tra loro da un setto poroso; consideriamo, a titolo di esempio, la pila formata da una lamina di zinco immersa in una soluzione di un sale di zinco (ad esempio, ZnSO4) e da una lamina di rame immersa in una soluzione di un sale di rame (come CuSO4). Le due soluzioni sono separate da un setto poroso che ne impedisce il mescolamento, pur consentendo il passaggio degli ioni per garantire la continuità del circuito elettrico. Ciascuno dei due sistemi elettrodo/soluzione rappresenta una semicella (o semielemento). Spesso, il semielemento viene erroneamente indicato con il nome di elettrodo (la parte per il tutto).Lo zinco è un metallo che a parità di condizioni manda in soluzione ioni Zn2+ in quantità maggiore di quanto il rame non mandi in soluzione ioni Cu2+, per cui nella pila l’elettrodo di zinco sarà negativo e quello di rame positivo.

Polarità dei sistemiPer un generatore (pila) il catodo è il polo positivo e l’anodo quello negativo.

Al contrario, per una cella di elettrolisi il catodo è il polo negativo del sistema e l’anodo quello positivo.

In ogni caso al catodo entrano gli elettroni che sono disponibili per la reazione di riduzione; dall’anodo escono gli elettroni che sono prodotti della reazione di ossidazione.

Se i due elettrodi vengono collegati mediante un conduttore esterno, chiudendo il circuito, in esso passano elettroni dall’elettrodo di zinco a quello di rame, dove neutralizzano ioni Cu2+ della soluzione che si depositano come atomi neutri sull’elettrodo di rame, determinando l’assottigliamento della lamina di zinco e l’ispessimento di quella di rame.

Pila di Daniell: cella zinco-rame

Con il procedere del processo, la soluzione anodica si carica positivamente (formazione di ioni Zn2+), quella catodica negativamente (scomparsa di ioni Cu2+) e ciò bloccherebbe il funzionamento della pila. La neutralità elettrica tra le due soluzioni viene ristabilita grazie al setto poroso, che lascia passare ioni SO4

2- dalla soluzione catodica a quella anodica. La stessa funzione del setto poroso può essere svolta da un ponte salino, costituito da un tubo di vetro contenente una soluzione elettrolitica (ad esempio, KCl) le cui estremità sono immerse nelle soluzioni delle due semicelle. Ioni K+ e ioni Cl- migrano nelle soluzione elettrolitiche per ristabilire l’elettroneutralità.

La tensione iniziale misurata è di 1,11 V. Col procedere della reazione i reagenti si consumano e il voltaggio diminuisce. Quando il voltaggio diventa zero la reazione ha raggiunto l’equilibrio.

Continuità nel circuito

Una pila può essere rappresentata con uno schema in cui:

· le linee singole rappresentano il contatto elettrolitico elettrodo/soluzione

· la linea doppia il contatto elettrolitico tra le soluzioni in cui sono immersi gli elettrodi (mediante setto poroso o ponte salino)

· la semicella in cui si ha ossidazione (anodo) si pone a sinistra e quella in cui si ha riduzione(catodo) a destra.

Nel caso della pila Daniell:Zn (s) │ Zn2+ (aq) ║ Cu2+ (aq) │ Cu (s)

Rappresentazione di una cella voltaica

La cella rame-argento

In una cella voltaica il comportamento da anodo o d catodo di un elettrodo dipende dall’altro elettrodo della cella.

Nelle due celle descritte (rame-zinco e rame-argento) si nota che lo ione Cu2+ è ridotto più facilmente (è un ossidante più forte) dello ione Zn2+, per cui il rame ossida lo zinco metallico a Zn2+. Invece Ag+ è ridotto più facilmente (è un ossidante più forte) di Cu2+, così Ag+ ossida il rame metallico a Cu2+ .

Zn2+ < Cu2+ < Ag+ Ag < Cu < Zn

forza ossidante crescente forza riducente crescente

Il valore del potenziale di cella misura la spontaneità della sua reazione redox. Per ogni semireazione si può misurare la sua tendenza ad avvenire, il che determina la forza riducente od ossidante delle specie.

SEMIELEMENTO STANDARD A IDROGENO

Il riferimento è costituito da una lamina di platino platinato (cioè ricoperto di un deposito poroso di platino) lambita da una corrente di idrogeno alla pressione di 1 atmosfera e immersa in una soluzione 1 M in ioni H+ a 25°C.

Si stabilisce l’equilibrio: 2H+ + 2e- → H2(g) A questa semicella di riferimento viene assegnato un potenziale standard relativo alla reazione di riduzione uguale a zero:

2H+ + 2e- → H2 (g) E° = 0,00 V

I potenziali di semicella non sono valori assoluti ma sono relativi a quelli di una semicella di riferimento, il cui potenziale elettrodico standard è stato definito pari a zero (E0

rif ≡ 0,00 V)

Potenziale di cellaL’energia elettrica può essere utilizzata per compiere lavoro, proporzionale alla differenza di potenziale elettrico tra i due elettrodi. Tale potenziale è detto potenziale di cella (DE) o voltaggio di cella o forza elettromotrice (f.e.m.).

DE > 0 per un processo spontaneo

Nel SI, l’unità di misura del potenziale elettrico è il volt (V) e quella della carica elettrica è il coulomb (C).

1 V = 1 J/C

Potenziale standard di cella (DE0): è misurato a 25°C, con tutti i componenti nello stato standard (1 atm per i gas, 1M per le soluzioni, solido puro per gli elettrodi).

DE0 = E0catodo – E0

anodo

La differenza di potenziale che si stabilisce tra le due semicelle, chiamata FORZA ELETTROMOTRICE (f.e.m., o E) rappresenta l’informazione più significativa che riguarda una pila.

POTENZIALE STANDARD DI RIDUZIONE (E°) è il potenziale della semicella considerata rispetto alla semicella standard ad idrogeno, misurato in condizioni standard. Es. Nella cella zinco-idrogeno si misura un E = 0.76 V:

E°reazione = 0.76 V , misurato in condizioni standard

E°reazione = E°catodo –E°anodo= E°(H+/H2)–E°(Zn/Zn2+) = 0.00– E°(Zn/Zn2+)= 0.76 V, da cui si ricava il potenziale standard E°(Zn/Zn2+) = -0.76 V

La cella rame-idrogeno

E°reazione = 0.34 V , misurato in condizioni standard

E° reazione = E°catodo – E° anodo = E°(Cu2+/Cu) – E°(H+/H2) = 0.34 – 0.00 = 0.34 V

da cui si ricava il potenziale standard E°(Cu2+/Cu) = +0.34 V

Potenziale di cellaI potenziali standard di elettrodo sono usato per determinare la spontaneità delle reazioni nelle celle elettrochimiche.

Quanto più positivo è il valore di E° di una semi-reazione, tanto più grande è la tendenza della semi-reazione ad avvenire nella direzione diretta così come è scritta.Quanto più è negativo il valore di E° tanto più a semi-reazione tenderà ad avvenire nella direzione opposta rispetto a come è scritta.

Quando si inverte una semireazione si cambia il segno del suo potenziale.

Es. Per la cella rame-zinco:Cu2+ + 2 e- → Cu E° = +0.34 V potenziale di riduzioneZn → Zn2+ + 2 e- E° = +0.76 V potenziale di ossidazione

Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ E°cella = + 1.10 VE°cella > 0 vuol dire che la reazione scritta così è spontanea, in condizioni standard.

Legge di FaradayLa quantità di sostanza che subisce ossidazione o riduzione a ciascun elettrodo è direttamenteproporzionale alla quantità di elettricità che passa attraverso la cella.

1 Faraday è la quantità di elettricità che corrisponde al passaggio di una mole di elettroni.

Ricordando che la carica elementare è 1,602 x 10-19 C (C = Coulomb, unità di misura elettrica) e che una mole contiene 6,022 x 1023 unità, per un metallo monovalente occorrerà una quantità di elettricità = 1 mole di elettroni = 96486,7 CApprossimando, definiamo questa quantità di elettricità Faraday F

1 F = 96500 CLa stessa quantità basterà solo per 0,5 moli di metallo bivalente e così via.

L’EQUAZIONE DI NERNST

I potenziali standard di riduzione permettono di studiare una certa reazione redox in condizioni standard; tuttavia, essi non danno informazioni sufficienti nel caso di sistemi in condizioni non standard, che si incontrano frequentemente.

L’EQUAZIONE DI NERNST è una relazione che permette, noto il potenziale standard di una reazione di ossidoriduzione ad una certa temperatura, di ricavare il potenziale della stessa reazione quando le concentrazioni delle specie coinvolte sono diverse da 1.

Relazione con l’energia libera

G = -n F E

E = - G/nF

Difatti la condizione di equilibrio viene realizzata con

E = 0

L’equazione di Nernst

x

y

x

y

ox

red

nE

ox

red

nF

RTEE log

0592.0ln 00

Per la semi-reazione di riduzione:

x Ox + n e- → y Red

Il potenziale di semi-cella sarà:

Es. Zn2+ + 2 e- → Zn E° = -0.76 V 2

1log

2

0592.076.0

ZnE

F = Faraday = 96500 C

n = numero di elettroni scambiati nella reazione

L’equazione di Nernst

C25 a log0592.00 Q

n

VEE

Q

nF

RTE

dOx

Oxd

nF

RTEE ba

dc

lnRe

Reln 0

21

210

Per la reazione redox complessiva:

a Ox1 + b Red2 → c Red1 + d Ox2

E = Ecatodo – Eanodo

Q = quoziente di reazione

All’equilibrio E = 0 e Q = K (costante di equilibrio)

E = - G/nF

EsempioCalcolo del E della cella in condizioni non standard.

Per la reazione:

Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ E°cella = + 1.10 V

1

1log

2

0592.010.1

2

2

Cu

ZnE

ElettrolisiSi chiama ELETTROLISI l’insieme dei fenomeni che avvengono in una soluzione elettrolitica o in un elettrolita fuso in seguito a passaggio di corrente elettrica e che trasformano l’energia elettrica in energia chimica.

Contrariamente al caso delle pile, in cui si ha spontaneamente conversione di energia chimica in energia elettrica, si deve fornire energia per far avvenire una reazione redox che altrimenti si produrrebbe spontaneamente nel verso opposto.

Applicando una differenza di potenziale ad un conduttore di seconda specie (a conduzione ionica, come nel caso di una soluzione elettrolitica), si osserva l’esistenza di una soglia di potenziale, al di sotto della quale non si ha passaggio di corrente. Tale soglia è in relazione con la forza elettromotrice della pila, che procede nel verso opposto rispetto alla reazione che si vuole realizzare ed è detta per questo forza controelettromotrice.

L’elettrolisi ha molte applicazioni pratiche. Per es. e’ impiegate per la produzione di elementi come il sodio,

Per la purificazione di metalli, per la elettrodeposizione, ...

Per esempio, per NaCl fuso (e in assenza di ossigeno e di acqua) si hanno le seguenti reazioni:al catodo:     Na+ + e-   Na                          all'anodo    2 Cl-   Cl2 + 2 e-

L'elettrolisi di NaCl permette, con catodo di Hg, di ottenere Na metallico in amalgama, cosa impossibile in acqua, poiché si ridurrebbe H2O dando H2 anziché il metallo desiderato.

Elettrolisi di NaCl

Deposizione di metalli