mappa concettuale celle elettrochimiche

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Le celle elettrochimiche convertono energia chimica in energia elettrica, o viceversa nell'elettrolisi. La mappa organizza i concetti chiave: semi-reazioni di ossidazione e riduzione, elettrodi, sale ponte, potenziali standard di riduzione e calcolo della f.e.m. con l'equazione di Nernst. Come esempio guida si usa la pila di Daniell, con elettrodi di rame e zinco, insieme ad applicazioni pratiche come pile alcaline, accumulatori al piombo e celle a combustibile.

Come funziona la pila di Daniell
Nella pila di Daniell una barra di zinco è immersa in una soluzione di solfato di zinco e una barra di rame in una soluzione di solfato di rame. Lo zinco, essendo più reattivo, tende a passare in soluzione come ioni Zn2+, lasciando elettroni sull'elettrodo: è l'anodo, dove avviene l'ossidazione. Gli elettroni fluiscono attraverso il circuito esterno verso l'elettrodo di rame, dove gli ioni Cu2+ della soluzione acquistano elettroni e si depositano come rame metallico sul catodo. Il sale ponte, contenente per esempio cloruro di potassio, permette il passaggio degli ioni tra le due semicelle e mantiene la neutralità elettrica delle soluzioni, senza il quale il flusso di corrente si fermerebbe rapidamente.

Potenziali standard e calcolo della f.e.m.
Il potenziale standard di riduzione di un elettrodo misura la tendenza della specie chimica ad acquistare elettroni, rispetto all'elettrodo standard a idrogeno, assunto per convenzione pari a zero volt. I valori sono tabulati per condizioni standard: concentrazione 1 mol/L, pressione di 1 atm per i gas e temperatura di 25 °C. La f.e.m. della cella si calcola come differenza tra il potenziale del catodo e quello dell'anodo, entrambi presi come potenziali di riduzione. Per la pila di Daniell, il rame ha un potenziale standard più positivo dello zinco, quindi il rame funge da catodo e lo zinco da anodo, con una f.e.m. di circa 1,10 volt. Un valore positivo indica una reazione spontanea nelle condizioni considerate.

Pila galvanica ed elettrolisi: le differenze
Le celle galvaniche e le celle elettrolitiche condividono gli stessi processi di ossidoriduzione, ma funzionano in direzioni opposte. Nella cella galvanica la reazione chimica spontanea genera corrente elettrica, come nelle pile e nelle batterie. Nella cella elettrolitica una sorgente esterna di corrente forza una reazione non spontanea: è il principio dell'elettrolisi dell'acqua, che separa idrogeno e ossigeno, e della galvanica, che deposita un metallo su un oggetto. Un'altra differenza importante riguarda la polarità: nella pila l'anodo è il polo negativo, mentre nell'elettrolisi l'anodo è collegato al polo positivo del generatore. Riconoscere questa inversione è essenziale per scrivere correttamente le semi-reazioni.

Dallo studio teorico alle batterie quotidiane
I principi delle celle elettrochimiche spiegano il funzionamento delle sorgenti di energia portatili. Nelle pile alcaline lo zinco funge da anodo e il biossido di manganese da catodo. Negli accumulatori al piombo delle automobili la reazione è reversibile: durante la scarica si forma solfato di piombo su entrambi gli elettrodi, durante la ricarica il processo si inverte. Le celle al litio, diffuse in telefoni e veicoli elettrici, sfruttano il movimento degli ioni litio tra gli elettrodi e offrono un'energia specifica elevata. Anche la corrosione è un fenomeno elettrochimico: la protezione con anodi sacrificali di zinco o magnesio sfrutta proprio la maggiore reattività di questi metalli rispetto al ferro da proteggere.