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Una cella elettrolitica è un dispositivo elettrochimico in cui l’energia elettrica viene consumata per guidare una riduzione dell’ossidazione non spontanea o una reazione redox. È l’opposto di una cella galvanica o voltaica , che genera energia elettrica da una reazione redox spontanea.
Molte delle reazioni non spontanee che avvengono nelle celle elettrolitiche comportano la scomposizione di un composto chimico nei suoi elementi costitutivi o in sostanze chimiche più semplici. Questa classe di processi di lisi o rottura alimentati elettricamente è chiamata elettrolisi, da cui prendono il nome le celle elettrolitiche.
Le celle elettrolitiche consentono di convertire l’energia elettrica in energia potenziale chimica. Costituiscono anche la base di molti processi metallurgici senza i quali la società come la conosciamo oggi non esisterebbe.
Celle elettrolitiche contro celle elettrochimiche
Un concetto legato alle celle elettrolitiche è quello di celle elettrochimiche. C’è una piccola divisione attorno al concetto di quest’ultimo. Alcuni autori ritengono che tutte le celle in cui una reazione di ossidoriduzione è associata a una corrente elettrica tra due elettrodi rappresenti una cella elettrochimica, indipendentemente dal fatto che la reazione sia spontanea o meno. Viste da questo punto di vista, le celle elettrolitiche sono state un particolare tipo di cella elettrochimica.
Un altro gruppo di autori definisce invece celle elettrochimiche quelle in cui una reazione di ossidoriduzione spontanea genera una corrente elettrica. In questo caso, le celle elettrolitiche sarebbero l’esatto opposto delle celle elettrochimiche.
Indipendentemente da questo dilemma, è chiaro che ciò che caratterizza una cella elettrolitica è che comporta una reazione redox che non è spontanea, e quindi richiede un apporto di energia da una fonte esterna per avvenire.
Cellule, mezze cellule e mezze reazioni
Come suggerisce il nome, ogni reazione di ossidoriduzione comporta due processi separati ma correlati, ossidazione e riduzione. L’ossidazione è la perdita di elettroni mentre la riduzione è il loro guadagno. Poiché in una reazione chimica netta non possono esserci elettroni orfani senza un atomo su cui vivere, l’ossidazione e la riduzione non possono avvenire l’una senza l’altra. Tuttavia, non è obbligatorio che entrambi i processi avvengano nello stesso sito.
Quest’ultimo fatto rappresenta la raison d’être delle celle elettrochimiche e anche (o per estensione) delle celle elettrolitiche. Una cella elettrolitica non è altro che un dispositivo sperimentale in cui i processi di ossidazione e riduzione di una reazione redox sono fisicamente separati, ma che permette il flusso di elettroni da dove avviene l’ossidazione a dove avviene la riduzione attraverso un conduttore elettrico. I compartimenti separati in cui avvengono queste semireazioni sono chiamati semicelle e la posizione specifica o la superficie in cui si verifica ciascuna semireazione è chiamata elettrodo .
Ogni cella elettrochimica o elettrolitica è definita dalle caratteristiche degli elettrodi, dalla particolare semireazione che avviene in ciascuno di essi e dalla composizione e concentrazione delle soluzioni presenti in ciascuna semicella. Inoltre, la spontaneità della reazione di ossidoriduzione è determinata dal cosiddetto potenziale cellulare (rappresentato come cellula E ).
Un potenziale cellulare positivo implica una reazione spontanea, mentre se è negativo, la reazione non sarà spontanea. Pertanto, possiamo nuovamente definire una cella elettrolitica come una cella che ha un potenziale di cella negativo, che richiede energia elettrica per funzionare.
Funzionamento delle celle elettrolitiche
La figura seguente mostra i componenti di una tipica cella elettrolitica generica.
Come si vede, la cella è costituita da due elettrodi ( l’anodo e il catodo ) che sono immersi in una soluzione elettrolitica (che ne assicura la conduzione elettrica, chiudendo il circuito elettrico) e che sono anch’essi collegati tramite conduttori elettrici passando attraverso una sorgente di corrente continua (la scatola grigia che è collegata alla parete elettrica).
Le semireazioni che si verificano in questa cella elettrolitica generica sono mostrate sul lato destro dell’immagine. Come si vede, il potenziale di cella (quello della reazione complessiva) è negativo, quindi gli elettroni (anch’essi negativi) non hanno la tendenza a fluire dall’anodo al catodo.
Tuttavia, quando la fonte di alimentazione è accesa, genera una differenza di potenziale che contrasta e supera il potenziale della cella, che spinge gli elettroni a muoversi attraverso il conduttore, provocando la reazione di ossido-riduzione.
Per definizione, in una cella elettrolitica, l’anodo è l’elettrodo dove avviene l’ossidazione ed è solitamente rappresentato a sinistra. Invece, il catodo è dove si verifica la riduzione ed è raffigurato sulla destra, quindi gli elettroni fluiscono sempre dall’anodo al catodo.
Un modo semplice per ricordarlo (in spagnolo) è che “le vocali vanno con le vocali e le consonanti vanno con le consonanti”:
Ánode , Oxidation e left iniziano con una vocale, quindi vanno tutti insieme; mentre Cathode , Reduction e Right iniziano tutti con una consonante, quindi anche loro vanno insieme.
Usi delle celle elettrolitiche
Si potrebbe dire che le celle elettrolitiche sono essenziali per il nostro stile di vita moderno. Ciò è dovuto, in primo luogo, alle numerose industrie essenziali che dipendono interamente dai processi elettrolitici e, in secondo luogo, al fatto che costituiscono la base della nostra capacità di immagazzinare energia elettrica sotto forma di energia potenziale chimica. Alcune delle più importanti applicazioni delle celle elettrolitiche sono:
Produzione e purificazione dei metalli
Alcuni dei metalli più importanti per l’uomo, come l’alluminio e il rame, vengono prodotti industrialmente mediante celle elettrolitiche. Rappresentano inoltre uno dei pochi modi per ottenere metalli attivi come i metalli alcalini (litio, sodio e potassio) e alcuni metalli alcalino terrosi molto importanti come il magnesio.
Produzione di alogeni
Gli alogeni come il fluoro e il cloro sono di grande importanza nell’industria chimica. Sono reagenti essenziali per la produzione di molti derivati del petrolio come PVC e Teflon, oltre ad essere utilizzati in innumerevoli processi di sintesi per farmaci che salvano vite ogni giorno. La fonte principale di questi alogeni è l’elettrolisi dei sali contenenti i loro ioni.
Accumulo di energia
Come accennato in precedenza, le celle elettrolitiche sono in grado di immagazzinare energia elettrica sotto forma di energia chimica. L’esempio più tangibile è il processo di ricarica di tutte le batterie ricaricabili. Senza celle elettrolitiche, le batterie al litio che alimentano la stragrande maggioranza dei dispositivi mobili che utilizziamo ogni giorno non sarebbero ricaricabili. L’elettrolisi dell’acqua è alla base della produzione di idrogeno gassoso , che può essere utilizzato come combustibile pulito in un razzo come Blue Shephard di Blue Origin , l’azienda aerospaziale di Jeff Bezos, o come fonte di energia elettrica nelle celle a combustibile di alcuni modelli di auto elettriche.
Esempi di celle elettrolitiche
elettrolisi dell’acqua
L’elettrolisi dell’acqua viene effettuata facendo passare una corrente attraverso una soluzione di acido solforico 0,1 M. Le semireazioni coinvolte e la reazione complessiva sono:
Elettrolisi del cloruro di sodio fuso
Nel cloruro di sodio fuso gli ioni agiscono come portatori di carica che conducono l’elettricità. Ecco come viene prodotto il sodio a livello industriale.
Riferimenti
- Alogeni (nd). Revisionato a luglio 2021 su https://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/halogenos/fluor
- Celle elettrochimiche (sf). Revisionato a luglio 2021 su https://courses.lumenlearning.com/boundless-chemistry/chapter/electrochemical-cells/
- Celle elettrochimiche . (2020, 14 agosto). Rivisto luglio 2021 su https://chem.libretexts.org/@go/page/41636
- http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/INTRODUCCIONALAELECTROQUIMICA_22641.pdf
- Convenzioni sulle celle elettrochimiche . (2021, 10 aprile). Rivisto luglio 2021 su https://chem.libretexts.org/@go/page/291
