Elettrolisi
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L'elettrolisi (pronuncia elettrolìsi o
elettròlisi[1]) è un processo che trasforma
energia elettrica in energia chimica. È il
processo inverso a quello della pila. Con
la pila infatti si sfrutta una reazione
chimica per produrre energia elettrica,
con l'elettrolisi invece si usa l'energia
elettrica per far decorrere una reazione
chimica che non avverrebbe
spontaneamente.
Il suo nome deriva dal greco e significa
"rompere con l'elettricità", dato che nella
maggior parte dei casi sottoporre ad
elettrolisi una sostanza significa
scomporla nei suoi elementi costitutivi.
Illustrazione di un processo di elettrolisi per la produzione
dell'idrossido di sodio (Descriptive Chemistry, Lyman C.
Newell).
Per applicazione di una corrente elettrica continua, subiscono elettrolisi tutte quelle sostanze che, in
soluzione o fuse, si scompongono in ioni, ossia gli acidi, le basi ed i sali, nonché l'acqua stessa.
Indice
1 Il processo
2 Leggi di Faraday
3 Esecuzione dell'elettrolisi
4 Applicazioni
5 Note
6 Voci correlate
7 Altri progetti
Il processo
In laboratorio gli esperimenti di elettrolisi vengono in genere condotti sulle soluzioni acquose; nella
soluzione acquosa vengono immersi due elettrodi ai quali viene applicata una corrente elettrica
continua. Per attrazione tra le cariche opposte, gli ioni positivi vengono attratti dall'elettrodo negativo
e gli ioni negativi dall'elettrodo positivo.
Quando uno ione positivo entra in contatto con l'elettrodo negativo, (il catodo in questo caso) strappa
ad esso elettroni e subisce una reazione di riduzione. Se stiamo, ad esempio, facendo l'elettrolisi di
un sale rameico, gli ioni rameici verranno trasformati in rame metallico, che si deposita sulla
superficie dell'elettrodo.
Cu2+ + 2 e- → Cu(s)
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Quando uno ione negativo entra in contatto con l'elettrodo positivo (l'anodo in questo caso) cede ad
esso i suoi elettroni e subisce una reazione di ossidazione. Uno ione cloruro, ad esempio, verrà
trasformato in un atomo di cloro; due atomi di cloro vicini si combineranno in una molecola
biatomica di cloro gassoso, che si allontanerà sotto forma di bollicine.
2 Cl- → Cl2 + 2 e-
Similmente, l'elettrolisi dell'acqua produce idrogeno ed ossigeno gassosi, attraverso le seguenti
reazioni
catodo: 2 H+ + 2 e- → H2
anodo: 2 OH- → ½ O2 + H2O + 2 eLa differenza di potenziale elettrico da applicare agli elettrodi per poter provocare un'elettrolisi
dipende dai potenziali di riduzione delle reazioni che avvengono a ciascun elettrodo.
Leggi di Faraday
Per approfondire, vedi la voce Leggi di Faraday sull'elettrolisi.
Uno studio sistematico dell'elettrolisi fu compiuto da Michael Faraday, che nel 1832 enunciò le sue
due leggi sull'elettrolisi:
1. la quantità di elementi prodotti da un processo di elettrolisi è direttamente proporzionale alla
quantità di corrente che ha attraversato la cella elettrolitica;
2. a parità di quantità di corrente, la quantità di diversi elementi ottenuti è proporzionale ai pesi
equivalenti.
L'osservazione di questi due fenomeni consentì di ipotizzare la natura discontinua dell'elettricità.
Esecuzione dell'elettrolisi
Per effettuare correttamente l'elettrolisi occorre seguire alcune regole:
1. Gli ioni H+, sotto forma di idrossonio (H3O+), sia provenienti dalla dissociazione dell'acqua
che da quella di un acido, si riducono più facilmente degli ioni dei metalli che precedono
l'idrogeno nella scala dei potenziali di riduzione; raggiungendo il catodo captano elettroni
(riduzione), passano allo stato atomico e quindi a idrogeno molecolare.
2. Gli ioni dei metalli che seguono l'idrogeno nella scala dei potenziali di riduzione si riducono
più facilmente di esso, raggiungendo il catodo captano elettroni (riduzione), diventano atomi
neutri e si depositano sul catodo in forma di metallo.
3. Gli ioni cloruro, Cl-, se la soluzione è concentrata, si ossidano più facilmente degli ioni
ossidrilici, raggiungono l'anodo, cedono elettroni (ossidazione) e si ha quindi sviluppo di cloro
gassoso.
4. Gli anioni degli ossiacidi e gli ioni fluoruro si ossidano meno facilmente degli ioni ossidrilici
che, reagendo a due a due, danno acqua e sviluppano ossigeno gassoso.
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Bisogna tener conto del fatto che il potenziale di riduzione varia in funzione della concentrazione
della specie interessate all'elettrolisi, quindi in questo caso è saggio fare ricorso all'equazione di
Nernst per valutare quale specie effettivamente si ossidi e quale si riduca, piuttosto che fare
affidamento solamente ai potenziali redox tabulati. Inoltre non si deve trascurare l'eventuale
sovratensione, ovvero il surplus di potenziale da applicare agli elettrodi rispetto al semplice
potenziale di riduzione delle specie che partecipano all'elettrolisi. In particolare, a causa dell'elevata
polarizzazione risulta considerevole la sovratensione dovuta allo sviluppo di molecole gassose sulla
superficie di un elettrodo.
Applicazioni
La sostanza più comunemente prodotta per elettrolisi in ambito industriale è il cloro, a partire dalla
salamoia (soluzione di cloruro di sodio) o dal cloruro di sodio fuso. L'elettrogravimetria è una
metodica analitica molto accurata, utile in particolare per determinare il titolo di una lega pesando la
quantità di metallo depositatasi sul catodo. La galvanostegia e la galvanoplastica sono importanti
applicazioni tecnologiche che permettono di ricoprire la superficie di vari materiali con uno strato di
metallo più nobile, per scopi protettivi nei confronti della corrosione o semplicemente per scopi
decorativi o estetici.
Importanti e più recenti applicazioni riguardano i trattamenti di inquinanti contenuti nei reflui
industriali, tra i quali particolare attenzione è rivolta ai composti organici clorurati, alcuni dei quali
sono cancerogeni e non eliminabili mediante trattamenti di tipo biologico (ovvero "biorefrattari");
essi provengono in particolare dalla produzione di polivinilcloruro (PVC), ottenuto dal cloruro di
vinile monomero (CVM). In questi casi i processi di dealogenazione per riduzione elettrochimica
appaiono particolarmente promettenti, dato che consentono di trasformare i composti policlorurati in
idrocarburi, che sono biodegradabili, mentre gli atomi di cloro vengono trasformati in cloruri
inorganici.
Note
1. ^ http://www.dizionario-italiano.it/definizione-lemma.php?definizione=elettrolisi&lemma=E013F800
Voci correlate
Elettrogravimetria
Equivalente
Faraday
Galvanoplastica
Galvanostegia
Elettroflottazione
Elettrolisi dell'acqua
Altri progetti
Wikimedia Commons contiene file multimediali su Elettrolisi
Categorie: Elettrolisi | Tecnologie chimiche | Processi industriali | Produzione di idrogeno
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Ultima modifica per la pagina: 10:34, 23 mar 2010.
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