Elettrolisi: impara con un quiz interattivo

Guida all'elettrolisi

L'elettrolisi è il processo in cui la corrente elettrica provoca una reazione redox non spontanea in una cella elettrolitica. A differenza della pila, dove la reazione chimica genera elettricità, qui l'energia elettrica esterna costringe gli ioni a muoversi: i cationi migrano verso il catodo (l'elettrodo collegato al polo negativo) dove si riducono, mentre gli anioni migrano verso l'anodo (polo positivo) dove si ossidano. Un errore molto comune è invertire i segni rispetto alla pila: nella cella elettrolitica il catodo è negativo e l'anodo è positivo, l'opposto di quanto accade in una cella galvanica.

Un secondo punto critico riguarda l'elettrolisi delle soluzioni acquose. Quando il solvente è l'acqua, al catodo competono sia il catione del sale sia l'acqua stessa, che può ridursi a idrogeno gassoso. In generale si deposita o si libera la specie con potenziale di riduzione meno negativo, ma la sovratensione di alcuni gas può cambiare l'esito: per questo nell'elettrolisi di una soluzione acquosa di NaCl con elettrodi inerti si libera cloro all'anodo invece di ossigeno, nonostante il potenziale standard dell'acqua suggerisca il contrario. Gli elettrodi contano anche loro: con anodo di rame in una soluzione di solfato di rame, l'anodo si dissolve invece di liberare gas.

Le leggi di Faraday quantificano la massa di sostanza trasformata: la massa depositata è proporzionale alla quantità di carica che passa, Q = I × t, dove la corrente è in ampere e il tempo in secondi. Per calcolare le moli di elettroni si divide la carica per la costante di Faraday (96485 C/mol), poi si usa lo stechiometrio della semireazione: per depositare argento da Ag+ serve 1 mol di elettroni per mol di argento, mentre per il rame da Cu2+ ne servono 2. Ricordare il numero di ossidazione della specie è essenziale per non sbagliare i rapporti stechiometrici negli esercizi.