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Elettrochimica: differenze tra le versioni

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[[File:Copertina Electrochemistry - Daneell.png|thumb|200px|Copertina di un libro sull'elettrochimica del 1907 (''Electrochemistry'', Heinrich Daneell).<ref>{{en}} [http://openlibrary.org/books/OL14006002M/Electrochemistry. Electrochemistry, Theoretical Electrochemistry and its physico-chemical foundations], Heinrich Daneell (1907).</ref>]]
 
L''''elettrochimica''' è quella branca della [[chimica]] che si occupa dei processi che coinvolgono il [[trasferimento di elettroni]]:, cioè le [[Reazione chimica|reazioni]] di [[ossido-riduzioneossidoriduzione]] (dette comunemente [[redox]]). Tratta quindi le trasformazioni chimiche prodotte dal passaggio di elettricità in determinati sistemi chimici e la produzione/immagazzinamento di elettricità per mezzo di trasformazioni chimiche.
 
Oltre ad avere numerose applicazioni, l'elettrochimica fornisce i mezzi per indagare fenomeni quali la [[corrosione]] dei metalli, la loro raffinazione, e la maggior parte delle reazioni biochimiche che presiedono al funzionamento degli organismi viventi (qualiad esempio: la [[fotosintesi]], la [[respirazione cellulare]], la trasmissione degli impulsi nervosi, ecc.). Mentre l'[[elettrosintesi]] permette di sfruttare l'energia elettrica per scopi sintetici, la [[chimica elettroanalitica]] permette di sfruttare i principi ddell'elettrochimica applicati all'[[analisi chimica]]. L'elettrochimica si occupa anche di studiare tutti i fenomeni e le possibili applicazioni della conduzione di corrente da parte degli [[elettrolita|elettroliti]].
 
==Cenni storici==
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Le prime osservazioni degli effetti [[fisiologia|fisiologici]] della [[corrente elettrica]] furono dimostrati da [[Luigi Galvani]] durante esperimenti sulla muscolatura delle [[rana|rane]] nel tardo [[XVIII secolo|'700]].<ref>[http://ppp.unipv.it/VoltaGalvani/Pagine/PrincipRif.htm Il dibattito Volta-Galvani]</ref><ref>[http://www.ipbz.it/ImagesUpload/Area/9/materiali_didattici/brescia08/russo01.pps La rana elettrica La disputa Galvani – Volta e l'invenzione della pila]</ref> La prima conversione dell'[[energia chimica]] in [[energia elettrica]] fu realizzata da [[Alessandro Volta]] nel [[1799]] con l'invenzione della [[pila (chimica)|pila]].<ref>[http://www.liceorussell.it/documenti/volta.pdf 1799-1999 I duecento anni della pila di Volta]</ref> Questa invenzione rappresentò un'importante fonte di corrente elettrica, prima dell'avvento del [[generatore]]. Il chimico inglese [[William Nicholson]] e il chimico tedesco [[Johann Wilhelm Ritter]] furono i primi ad effettuare l'[[elettrolisi]] dell'[[acqua]], nel [[1800]], decomponendola in [[idrogeno]] ed [[ossigeno]] gassosi che Ritter riuscì ad isolare.<ref>[http://www.roma1.infn.it/rog/pallottino/scienza%20e%20so/Risultati.pdf I risultati applicativi inaspettati della ricerca fondamentale]</ref> Proprio lavorando con l'elettrolisi, Sir [[Humphry Davy]] isolò il [[sodio]], il [[potassio]] e i [[metalli alcalino terrosi]] a partire dai loro composti ([[1808]]).<ref>[http://alunova.it/ita_storia/L%27Alluminio_file/Humphry%20Davy.htm Sir Humphry Davy]</ref><ref>[http://open-site.org/International/Italiano/Scienze/Chimica/Elementi Open Site - Elementi]</ref>
 
Nel [[1832]] [[Michael Faraday]] (che coniò termini quali [[elettrolita]], [[elettrodo]], [[anodo]], [[catodo]], [[catione]], [[anione]]<ref>{{Cita|Zoski|p. 3}}</ref>) enunciò le leggi fondamentali dell'elettrolisi che portano il suo nome.<ref>http://www.minerva.unito.it/Storia/Bio%20HTML/Faraday.html</ref> [[John Daniell]], nel [[1836]], creò una pila, che porta il suo nome,<ref>[http://museo.liceofoscarini.it/virtuale/evpiladaniell.html Evoluzione della pila - Pila Daniell]</ref> utilizzando come prototipo la [[pila di Volta]] e con accorgimenti costruttivi che conferiscono un migliore voltaggio legato all'assenza di polarizzazione dovuta allo sviluppo di idrogeno gassoso. Nel [[1866]] [[Georges Leclanché]] inventò lal'antecedente della ''pila a secco''<ref>[http://www.ing.unitn.it/~colombo/pile_batterie_riciclo/zincocarbo.htm Pila a secco allo zinco-carbone]</ref> che sarà il prototipo delle future [[pila zinco-carbone|pile zinco-carbone]]. [[William Robert Grove|William Grove]] realizzò la prima [[pila a combustibile]] nel [[1839]], tecnologia che nel secolo successivo verrà utilizzata per fornire energia nelle missioni spaziali.<ref>[http://www.miniwatt.it/mwtecnologie/Fuelcells.pdf Celle (o pile) a combustibile]</ref>
 
Nel [[1884]] [[Svante August Arrhenius]] pubblicò i suoi studi riguardanti le proprietà degli elettroliti, mentre dieci anni più tardi [[Wilhelm Ostwald]] stabiliràstabilì la relazione esistente tra la [[conduttività ionica]] e il [[grado di dissociazione]]. [[Walther Hermann Nernst]], nel [[1889]], formulò l'[[equazione di Nernst]], stabilendo il rapporto esistente tra l'[[energia libera di Gibbs]] relativa ad una reazione redox ed il [[potenziale elettrico]] di una [[cella galvanica]] che sfrutta la medesima reazione.
 
Nel [[1922]] [[Jaroslav Heyrovský]], futuro [[premio Nobel]], inventò l'''[[elettrodo a goccia di mercurio]]'' e segnò l'inizio della moderna chimica elettroanalitica. [[Arne Tiselius]] sviluppò la tecnica [[elettroforesi|elettroforetica]] nel [[1937]] e riceveràricevette, undici anni dopo, il premio Nobel per il suo lavoro sull'elettroforesi delle [[proteine]]. Negli [[anni 1960|anni sessanta]], grazie al lavoro di [[Revaz Dogonadze]], nascenacque l'[[elettrochimica quantistica]].
 
==Concetti fondamentali==
 
===Reazione redox===
{{vedi anche|Ossido-riduzioneOssidoriduzione}}
 
Una '''reazione redox''', (o di '''ossidoriduzione''',) è una [[reazione chimica]] che avviene con cambiamento del [[numero di ossidazione]] dei reagenti dovuto a scambio di [[elettrone|elettroni]]. La [[specie chimica]] che tende ad acquistare elettroni, diminuendo il suo numero di ossidazione, viene detta '''[[ossidante]]''' (o "ridotta") in quanto provoca [[ossidazione]], [[Riduzione (chimica)|riducendosi]]. Di contro, una specie che tende a cedere elettroni, aumentando il suo numero di ossidazione, viene detta '''[[riducente]]''' (o "ossidata") in quanto provoca riduzione, ossidandosi.
 
Un esempio di reazione redox è il seguente:
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:[[nitrobenzene|C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>NO<sub>2</sub>]] + 2 [[ferro|Fe]] + 6 [[acido cloridrico|HCl]] → [[anilina|C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>NH<sub>2</sub>]] + 2 [[cloruro ferrico|FeCl<sub>3</sub>]] + 3 [[acqua|H<sub>2</sub>O]]
 
dove il [[nitrobenzene]] è la specie ossidante che acquista 6 elettroni passando da un numero di ossidazione +3 a -3 e il [[ferro]] è la specie riducente che cede 3 elettroni passando da numero di ossidazione 0 a +3. La reazione è condotta in ambiente [[acido]] per(in particolare in [[acido cloridrico]]). C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>NH<sub>2</sub>/C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>NO<sub>2</sub> e Fe<sup>2+</sup>/Fe rappresentano due ''coppie redox''.
 
===Potenziale standard di riduzione===
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[[Immagine:Electrochemical_element_with_salt_bridge.png|thumb|right|230px|[[Pila Daniell]] con [[ponte salino]] contenente [[nitrato di potassio]].]]
 
Utilizzando due semielementi galvanici collegati tramite setto poroso o [[ponte salino]], è possibile costituire un sistema elettrochimico in grado di convertire l'energia chimica in energia elettrica. Le reazioni redox spontanee possiedono variazione di energia libera di Gibbs negativa e tale energia può essere sfruttata per produrre [[lavoro (fisica)|lavoro]]. In particolare, chiudendo il [[circuito elettrico|circuito]] formato dai due semielementi galvanici si possono sfruttare gli elettroni messi in gioco generando un flusso esterno di corrente elettrica. Un siffatto sistema costituisce una "[[Pila (elettrotecnica)|pila]]".
 
ApprofondiamoPer capire ciò che accade all'interno di una [[cella galvanica|semicella galvanica]], persi esempioconsideri quellaad diesempio una [[pila Daniell]]: essa è composta da due semicelle, delle quali una semicella è costituita da un elettrodo di [[zinco]] immerso in una soluzione di [[solfato di zinco|ZnSO<sub>4</sub>]], mentre l'altra semicella è costituita da un elettrodo di [[rame]] immerso in una soluzione di [[solfato rameico|CuSO<sub>4</sub>]].
Come risaputo questa è composta da due semicelle di cui una è costituita da un elettrodo di [[zinco]] immerso in una soluzione di [[solfato di zinco|ZnSO<sub>4</sub>]] mentre l'altra semicella è costituita da un elettrodo di [[rame]] immerso in una soluzione di [[solfato rameico|CuSO<sub>4</sub>]].
 
Tra i due elettrodi si stabilirà una [[differenza di potenziale]]: lo zinco (anodo) tenderà a liberare in soluzione ioni Zn<sup>2+</sup> mentre la matrice dell'elettrodo tende ad assumere carica negativa (dovuta alla liberazione di cationi), in tal modo viene a crearsi un potenziale anodico di semicella; nello stesso modo ioni Cu<sup>2+</sup> tendono a depositarsi sull'elettrodo di rame (catodo) provocando un eccesso di cariche negative in soluzione e un accumulo di cariche positive sul catodo, con la conseguente generazione di un potenziale catodico. Chiudendo il circuito si otterrà quindi una corrente elettrica dovuta a una differenza di potenziale teorica data dalla differenza tra il valore del potenziale catodico e il valore del potenziale anodico (E = E<sup>+</sup>-E<sup>-</sup>), con migrazione di elettroni dall'anodo di zinco al catodo di rame.
Estratto da "https://it.wikipedia.org/wiki/Elettrochimica"