Riassunto / Abstract

L’esperienza consiste nell’allestire una cella elettrolitica utilizzando materiali di facile reperibilità.  Si osserverà la elettrodeposizione di rame metallico sulla superficie di una moneta da una soluzione di solfato di rame.

Scheda sintetica delle attività

Gli alunni organizzati in piccoli gruppi operano direttamente allestendo in un contenitore di vetro la cella elettrolitica, si usano una pila da 4,5 volt in soluzione di solfato di rame nella quale sono immersi due elettrodi: una lamina di rame e una moneta di altri metalli. Ciascun gruppo allestisce una cella elettrolitica e realizza l’esperienza seguendo le istruzioni di una scheda predisposta contenente anche una traccia di analisi e riflessione.

Risorse necessarie

Materiali necessari per ciascun gruppo:

• becher o altro contenitore in vetro;
• pila da 4,5 V;
• moneta da due euro; 
• elettrodo di rame;
• filo di rame;
• solfato di rame e relativa scheda di rischio;
• acqua distillata;
• bilancia;
• cucchiaio;
• vetro da orologio; 
• guanti monouso.

Prerequisiti necessari

• Saper scrivere equazioni chimiche di ossidoriduzione e bilanciarle;
• saper preparare una soluzione a titolo noto;
• saper usare gli strumenti di base (bilancia ecc.).

Obiettivi di apprendimento

• Saper applicare il metodo scientifico ( saper osservare fenomeni, saper raccogliere dati , ecc.);
• saper descrivere il funzionamento di una cella elettrolitica ed indicarne le applicazioni pratiche;
• saper allestire una cella elettrolitica.

Dotazioni di sicurezza

Guanti, scheda di sicurezza solfato di rame.

Svolgimento

I ragazzi lavorano in gruppi, ciascun gruppo prepara la soluzione a titolo noto in un becher nel quale vengono immersi una lamina di rame e una moneta collegate alla pila. Si compila una scheda predisposta che mette in evidenza le procedure operative e la loro sequenza, si osserva l’ambiente di reazione raccogliendo dati e formulando ipotesi.

Si preparano nel becher 200 mL di una soluzione 0.5 M di solfato di rame, per fare questo si deve:

–  calcolare il numero di moli di \(CuSO_4\);

–  trovare la massa molecolare  del solfato di rame;

–  trovare il prodotto fra la massa molecolare e il numero di moli per ottenere i grammi di \(CuSO_4\) da mettere in soluzione;

–  posizionare il becher vuoto sulla bilancia per eseguire la tara;

–  utilizzando il cucchiaio inserire nel becher la quantità di solfato di rame precedentemente calcolata (16g), è fondamentale l’utilizzo dei guanti per effettuare tale operazione, considerando che il solfato rameico è una sostanza irritante; poi diluire la polvere con 0,2 L di \(H_2O\) (figura 2);

–  mescolare le sostanze con il cucchiaio per sciogliere il sale in soluzione (figura 3);

Si allestisce la cella elettrolitica e si osserva l’elettrodeposizione.

Per fare questo si deve: 

– pesare la moneta e la lamina per annotare il peso iniziale (figura 4);

–  collegare la moneta al polo negativo della pila da 4,5 V con un filo di rame  e l’elettrodo di rame al suo polo positivo (figura 5a);

– inserire quindi la moneta e l’elettrodo nel becher con la soluzione acquosa di  CuSO4 tenendoli ben separati tra di loro (figura 5b e 5c);
– aspettare circa mezz’ora in modo da far avvenire il processo di elettrodeposizione ;
– nella attesa, disegnare schematicamente la cella elettrolitica (figura 6);

– trascorsi 30 minuti vedere cosa è successo (figura 7a).

E’ evidente la deposizione di materiale sulla moneta, alcuni gruppi estraggono la moneta e la lamina e le pesano nuovamente, altri gruppi lasciano la cella elettrolitica in azione per altre tre ore, dopo 3 ore e 30 minuti la deposizione è molto evidente (figura 7b).

In tabella 1 sono riportati i dati misurati da uno dei gruppi:

(ci sono state differenze anche tra i dati iniziali rilevati dai diversi gruppi )

Si osserva come dopo ogni intervallo di tempo la lamina di rame si è consumata, mentre la monetina è aumentata in volume (poiché ricoperta dalla parte del rame perso dalla lamina).

CONCLUSIONI DEGLI ALUNNI

La costruzione di questa cella elettrolitica ha mostrato il fenomeno dell’elettrodeposizione. L’elettrodeposizione di metalli  consiste nell’elettrolisi di una soluzione acquosa, i cui componenti principali sono i sali del metallo impiegato per il ricoprimento. Per effetto del campo elettrico generato dalla differenza di potenziale applicata tra i due elettrodi del generatore, i cationi migrano verso il polo negativo (catodo) e gli anioni verso quello positivo (anodo) e si realizza il passaggio di corrente elettrica nella soluzione. A contatto con gli elettrodi avvengono reazioni di ossido-riduzione degli ioni in soluzione con trasferimento di elettroni, rispettivamente la riduzione al catodo e l’ossidazione all’anodo. 

Approfondimenti, domande e risposte degli alunni

Perché la soluzione è blu ?

Il colore dipende dalla presenza di ioni \(Cu^{2+}\) in soluzione. Il solfato di rame commerciale è blu perché è idratato \(CuSO_4\cdot 5H_2O\). In seguito a riscaldamento il sale si disidrata e diventa incolore. Esponendo il sale anidro all’acqua si idrata e diventa di nuovo azzurro.

Quali reazioni avvengono all’ anodo e al catodo?

Il catodo, ovvero il terminale della cella dove gli elettroni entrano, è carico negativamente e attira gli ioni positivi \(Cu^{2+}\); questi arrivano al catodo prendono 2 elettroni e si trasformano in atomi neutri di \(Cu\) metallico che si fissa sulla moneta .
La reazione catodica è dunque: \(Cu^{2+} +2e^- \longrightarrow Cu\).

L’anodo, ovvero il terminale della cella da cui gli elettroni escono, è carico positivamente, e attira gli ioni negativi \(SO_4^{2-}\);   in questo caso la reazione all’elettrodo non coinvolge tali anioni ma lo stesso anodo che è un pezzo di \(Cu\) metallico: estraendone gli elettroni libera in soluzione ioni \(Cu^{2+}\).
La reazione anodica è dunque: \(Cu \longrightarrow Cu^{2+} +2e^-\).

Perché non utilizziamo due lamine di rame ?

Perché vogliamo mettere in evidenza la deposizione del rame osservando il cambiamento di colore e la copertura di altri metalli, inoltre l’oggetto da ricoprire deve essere di dimensioni inferiori alla lamina che costituisce l’altro elettrodo per osservare un fenomeno evidente anche in tempi brevi. La scelta della moneta da due euro ha voluto dare più valore all’evento visto che la moneta è stata gentilmente messa a disposizione dagli studenti.

Quali metalli ci sono in una moneta di 2€?

La moneta da due euro è bimetallica con l’interno realizzato in una lega di nichel-ottone e l’esterno in una lega di rame-nichel; con un peso totale di 8,500g .

L’incremento della massa della moneta corrisponde alla diminuzione dell’elettrodo?

La diminuzione della massa dell’elettrodo è teoricamente uguale all’aumento della massa della moneta.

Quante moli di Cu si sono depositate?

In 30 minuti si sono depositati 0,086 g di \(Cu\), mentre in 3 ore e 30 minuti la massa risulta essere uguale a 2,000 g. Utilizzando la formula \(n=m/MM\) si può calcolare in numero di moli:

\[n = \frac{0,086}{63,55}=0,00135mol\]

\[n = \frac{2,000}{63,55} = 0,0315mol\]

Difficoltà e suggerimenti

Nell’esecuzione dell’esperienza ci sono state alcune difficoltà:

– le bilance, acquistate da poco, sono del più comune tipo commerciale, con una precisione più adatta alle ricette da cucina che ad un laboratorio di chimica;

– per evitare il rischio di contatto tra gli elettrodi e poter scegliere a quale distanza porli sarebbe meglio usare recipienti di forma rettangolare ed elettrodi di dimensioni proporzionate (la distanza ideale tra gli elettrodi è di 10 cm);

– nella preparazione del circuito è successo di tutto (non avevamo fili predisposti con morsetti a pinza, abbiamo usato normale filo elettrico), un gruppo ha addirittura spellato tutto il filo elettrico mettendo a nudo il rame …. hanno fatto letteralmente …scintille.
Inoltre non avendo sollevato le alette dei poli (come si vede nell’immagine) hanno mandato in corto la pila.

Per fortuna avevamo del materiale di riserva e abbiamo potuto allestire un altro esperimento.

Note e storia

La scoperta della tecnica galvanica inizia nel 1791 quando Luigi Galvani scoprì il “fluido elettrico“, è per questo che tutti i procedimenti di elettrolisi si chiamano galvanostegia che deriva dal suo cognome Galvani. 
La prima apparecchiatura per lo svolgimento della galvanostegia fu messa a punto da Johann Wilhelm Ritter nel 1800, utilizzando la corrente elettrica prodotta da una pila voltaica. Durante le sue esperienze sulla galvanostegia, Ritter scoprì che la quantità di metallo depositato dipende dalla distanza alla quale sono posti gli elettrodi. 
Il termine galvanizzazione venne usato per la prima volta dal francese Albert Sorel, che nel 1837 ottenne i primi brevetti per la zincatura a caldo.

Bibliografia

• Valitutti, Tifi, Falasca, Gentile: “CHIMICA concetti e modelli” Zanichelli;
• http://www.pianetachimica.it;
• http://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=vTj-4hbjFnQ;
• http://it.wikipedia.org/wiki/Solfato_rameico.

Autori

Berti Gabriella

Schede / Allegati

• Scheda esercitazione di laboratorio

Prove di verifica

• Verifica finale
• Questionario in ingresso

Specifiche esperimento Materia Chimica Classi a cui è rivolto 2° biennio Tipologia di laboratorio Povero Reperibilità del materiale Uso quotidiano, negozi specializzati, siti web Materiale specifico Vetreria da laboratorio, solfato di rame, placchette di rame, batteria, materiale elettrico Durata esperimento in classe 2 h Capacità di bricolage/assemblaggio Sì Necessità lavorazioni meccaniche/elettroniche Sì Necessità PC per acqusizione/analisi dati No Necessità di uno smartphone No Parole chiave Chimica Reattività delle molecole Elettrochimica Elettrodeposizione