Volume 1

14. 5 Aspetti quantitativi dell elettrolisi Faraday osservò che esiste una corrispondenza tra la quantità di corrente fornita al circuito e la quantità di sostanza che si deposita agli elettrodi. Enunciò così la sua prima legge. Michael Faraday 1791-1867 Fisico inglese Studiò i fenomeni di elettrolisi; nel 1934 formulò le denominazioni di anodo e catodo. Nel 1931 scoprì le correnti elettriche indotte; nel 1862 esaminò gli effetti di un campo magnetico sugli spettri luminosi, ecc. Prima legge di Faraday: la quantità di specie chimica che si deposita agli elettrodi è proporzionale alla quantità di corrente fornita alla cella elettrolitica. Se si vuole far scaricare al catodo una mole di ioni monovalenti, ad esempio Li+, sarà necessorio fornire una mole di elettroni, cioè 6,023 1023 elettroni (numero di Avogadro). Sappiamo che 1 coulomb = 1 ampere 1 secondo Inoltre sappiamo che la carica di un elettrone è pari a 1,6 10 19 coulomb. facile calcolare che per ottenere una mole di elettroni sono necessari 96.500 coulomb, infatti: 6,023 1023 1,6 10 19 = 96500 coulomb 96500 coulomb sono denominati 1 Faraday (f) 1 Faraday = 96500 coulomb = 1 mole di elettroni Naturalmente per far scaricare 1 mole di ioni bivalenti, ad esempio Ca2+ Fe2+ Cu++, occorrono 2 Faraday; per far scaricare 1 mole di ioni trivalenti, ad esempio Al+++ sono necessari 3 Faraday. Se analizziamo la quantità espressa in grammi delle sostanze ottenute e non le moli, utilizziamo la seconda legge di Faraday. Seconda legge di Faraday: le quantità espresse in grammi delle sostanze scaricate agli elettrodi sono proporzionali ai loro pesi equivalenti. Infatti 1 F fa depositare 23 g di Na, 20 g di Ca, 9 g di Al. Questi valori corrispondono ai pesi equivalenti degli elementi e sono detti equivalenti elettrochimici: 1 eq di Na = 23 (p. at.) / 1 (valenza Na) 1 eq di Ca = 40 (p. at.) / 2 (valenza Ca) 1 eq di Al = 27 (p. at.) / 3 (valenza Al) 186