Una cella elettrochimica è un dispositivo che può convertire l’energia derivante da una reazione chimica in energia elettrica o che può far avvenire una reazione non spontanea convertendo energia elettrica in energia chimica.
Nel primo caso si parla di cella galvanica ed un esempio tipico è quello della batteria, mentre nel secondo caso si parla di cella di elettrolisi . Un tipico esempio è quello dell’elettrolisi dell’acqua processo attraverso il quale si ottengono idrogeno e ossigeno gassosi.
In entrambi i casi si verificano reazioni di ossidoriduzione in cui avviene un trasferimento di elettroni. La specie che si ossida perde elettroni mentre quella che si riduce li acquista e ciò comporta un passaggio di elettroni.
Componenti
Una cella elettrochimica è costituita da due semicelle ognuna delle quali a sua volta è costituita da un elettrodo e da un elettrolita che può essere lo stesso o diverso nelle due semicelle.
Le reazioni chimiche in una cella possono coinvolgere l’elettrolita, gli elettrodi o una specie esterna come nelle celle a combustibile in cui è utilizzato l’idrogeno gassoso come combustibile. In tutte le celle elettrochimiche le specie contenute in una semicella perdono elettroni mentre le specie contenute nell’altra semicella li guadagnano.
Un ponte salino (costituito ad esempio di KNO3) viene interposto tra le due semicelle al fine di garantire il contatto ionico tra le due soluzioni. Esso garantisce inoltre l’elettroneutralità delle stesse garantendo il passaggio di ioni da una semicella all’altra. Il ponte salino può essere sostituito da un setto poroso con analoghe caratteristiche di transitabilità ionica. In assenza di ponte salino la reazione si arresta e conseguentemente il flusso di elettroni.
Una cella galvanica si verifica un passaggio di elettricità dovuto a una reazione chimica spontanea.
Pila Daniell
L’esempio più emblematico di cella galvanica è costituito dalla Pila Daniell
Essa è costituita da due semicelle:
- elettrodo di zinco immerso nei suoi ioni ovvero una soluzione contenente ioni Zn2+ (come una soluzione di ZnSO4)
- elettrodo di rame immerso nei suoi ioni ovvero una soluzione contenente ioni Cu2+ ( come una soluzione di CuSO4).
Nella prima semicella lo zinco si ossida secondo la semireazione di ossidazione: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– quindi l’elettrodo di zinco man mano che la reazione decorre si assottiglia.
Lo zinco funziona da polo negativo: per convenzione infatti si assegna il segno – all’elettrodo che cede elettroni.
I due elettroni ceduti dallo zinco imboccano il conduttore metallico e giungono all’elettrodo di rame che in tal modo viene ad essere carico negativamente. Gli ioni rame contenuti nella soluzione di solfato di rame (II) si depositano sull’elettrodo di rame a seguito della semireazione di riduzione Cu2+(aq) + 2 e–→ Cu(s) quindi l’elettrodo di rame si inspessisce.
Il rame funziona da polo positivo.
La reazione redox complessiva è Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Una pila di questo tipo può essere rappresentata dalla notazione:
Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
Dove le due barrette indicano il ponte salino.
Cella di elettrolisi
In una cella di elettrolisi è fatta avvenire una reazione non spontanea per mezzo della corrente elettrica. Una cella elettrolitica contiene un elettrolita (in soluzione acquosa o allo stato fuso) nel cui interno pescano due elettrodi ciascuno dei quali è collegato a uno dei due poli di un generatore di corrente continua.
Ad esempio se in una soluzione acquosa di HCl 1 M introduciamo due elettrodi di grafite e colleghiamo ciascuno di essi ai poli di una batteria si verificano, all’interno della cella due reazioni concomitanti:
2 H+(aq) + 2 e– → H2(g) reazione di riduzione
2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2 e– reazione di ossidazione
La reazione redox complessiva è 2 H+(aq) + 2 Cl–(aq) → H2(g) + Cl2(g)
Pertanto si sviluppa cloro al polo positivo e idrogeno a quello negativo quindi grazie all’energia elettrica fornita dal generatore è fatta avvenire una reazione termodinamicamente non spontanea.
In sintesi: in una pila in conseguenza di reazioni elettrodiche spontanee l’energia chimica liberata nel processo globale è convertita in energia elettrica mentre in una cella elettrolitica le reazioni elettrodiche non spontanee sono fatte avvenire fornendo dall’esterno energia elettrica.