37) Celle elettrochimiche 2: Elettrolisi dell’acqua

Riassunto / Abstract

Si realizza l’elettrolisi dell’acqua utilizzando il voltametro di Hoffman. L’esperienza permette di osservare la formazione di idrogeno e ossigeno gassosi a partire da una soluzione acquosa.

Scheda sintetica delle attività

Si tratta di un’esperienza osservativa nella quale gli alunni hanno un ruolo attivo nella compilazione di una scheda e nella soluzione del problema posto dall’insegnante. L’insegnante coinvolge gli alunni nella ricerca di un metodo per identificare i gas prodotti dall’elettrolisi. L’insegnante predispone lo strumento effettuando i collegamenti con l’alimentatore e riempiendo i vasi comunicanti con una soluzione di acido solforico diluito. Al passaggio della corrente elettrica si osserva effervescenza e dopo un certo tempo la formazione di gas. Si discute sulla natura dei gas e sulla possibilità di identificarli. 

Risorse necessarie

  • Alimentatore;
  • voltametro di Hoffman;
  • accendino o fiammiferi;
  •  acido solforico;
  •  acqua distillata;
  •  provette..

Prerequisiti necessari

  • Saper scrivere equazioni di ossidoriduzione e bilanciarle;
  • saper preparare una soluzione a titolo noto;
  • saper utilizzare lo strumento (l’esercitazione viene preparata dal docente).

Obiettivi di apprendimento

  • Saper applicare il metodo scientifico;
  • saper descrivere il funzionamento del voltametro;
  • saper spiegare cause ed effetti dell’elettrolisi dell’acqua.

Dotazioni di sicurezza

  • Guanti;
  • scheda di sicurezza acido solforico;
  • occhiali protettivi.

Svolgimento

INTRODUZIONE TEORICA

Con il termine elettrolisi si definisce la scomposizione di un composto chimico provocata dal passaggio della corrente elettrica in una sua soluzione elettrolitica.

Elettrolito è il composto che si scompone; elettrodi sono i due poli del generatore di corrente che provoca l’elettrolisi: elettrodo positivo o anodo è il conduttore dal quale la corrente elettrica entra nella soluzione, elettrodo negativo o catodo il conduttore per il quale la corrente esce. Si dice ione negativo o anione quello che si svolge all’anodo e ione positivo o catione quello che si svolge al catodo.

Nel nostro caso volendo ottenere l’elettrolisi dell’acqua non possiamo utilizzare acqua pura perché è poco dissociata in ioni e quindi non conduce la corrente elettrica. Per rendere l’acqua pura conduttrice aggiungeremo degli ioni, nel nostro caso aggiungendo acido solforico in soluzione.

Avremo quindi elettrolisi con reazione secondaria del solvente. Al passaggio della corrente l’energia elettrica si trasforma in energia chimica facendo avvenire una reazione non spontanea che produrrà ossigeno all’anodo e idrogeno al catodo, il volume dell’idrogeno sarà il doppio di quello dell’ossigeno, i gas sviluppati si manterranno nello stesso rapporto in cui gli elementi chimici si trovano associati nell’acqua.

Le molecole di acido solforico \(H_2SO_4\) si dissociano in acqua nei due ioni: \(2 H^+ + SO_4^{2-}\). 

Al catodo si ha la riduzione di molecole di \(H_3O^+\) in quanto il loro potenziale redox (\(E_0(H_3O^+ / H_2) = 0.00 V\)) è maggiore di quello dell’acqua (\(E_0(H_2O/ H_2) = – 0.83 V\)). 
All’anodo si ha ossidazione di molecole di \(H_2O\) in virtù del loro potenziale (\(E_0(O_2/ H_2O ) = +1.23 V\)) minore di quello dello \(SO_4^{2-}\ (E_0(SO_4^{2-} / S_2O_8^{2-}) = +2.01 V\)). 

Quindi al passaggio della corrente i due ioni   si dirigono al catodo dove accettano i due elettroni mancanti, diventano neutri e si liberano dalla soluzione come molecole di idrogeno gassoso mentre all’anodo l’acqua ridotta libera ossigeno e ioni \(H_3O^+\) mantenendo intatta la concentrazione di \(H_3O^+\) in soluzione.

REALIZZAZIONE PRATICA

Gli alunni ricevono la scheda di laboratorio che viene utilizzata sia come guida per l’esperienza sia come base la discussione e per la relazione finale. Dopo aver letto la nota introduttiva, come richiamo dell’argomento spiegato e studiato in precedenza, si controllano i materiali necessari all’esecuzione. La docente appronta l’apparecchio seguendo passo dopo passo quanto previsto nella scheda di laboratorio, gli alunni partecipano mediante osservazione, registrazione dati e documentando fotograficamente l’esperienza.

Per chi non disponesse dello strumento l’esperienza può essere realizzata anche con materiali da laboratorio povero, come illustrato nel video reperibile su youtube ( https://www.youtube.com/watch?v=vTj-4hbjFnQ)

Allestimento della postazione di lavoro

Figura 1

Si prepara la soluzione di acido solforico e la si versa nel serbatoio del voltametro di Hoffman, i rubinetti delle colonne laterali devono essere chiusi. Si riempie il serbatoio quasi per intero, la soluzione risale solo in parte nelle colonne laterali. Si aprono con cautela i rubinetti delle colonne laterali in modo che la soluzione salga fino alla sommità di ciascuna colonna. Si chiudono i rubinetti e si collegano gli elettrodi con il generatore di corrente a 12V (figura 1)

Inizialmente il livello dei liquidi e lo stesso nelle due colonne ma gia dopo pochi secondi si nota la formazione di bolle gassose  in basso, a livello degli elettrodi, e un diverso abbassamento di livello nei due vasi comunicanti.

Gli alunni sono invitati a rispondere individualmente alle domande della scheda di laboratorio:

Cosa accade in prossimità degli elettrodi?

Cosa accade nelle colonne che sovrastano gli elettrodi?

Figura 2: osservazione intermedia delle colonne

Dopo pochi minuti si confrontano le risposte e si sintetizza la seguente risposta condivisa:
in prossimità degli elettrodi si sviluppano delle bolle di gas che salendo per la colonna intorbidiscono l’acqua, rendendola bianca, inoltre il livello dell’acqua è sceso in tutte e tre le colonne con dovute differenze. Infatti nella colonna dove è presente l’elettrodo negativo  il volume occupato dal gas è doppio rispetto all’altra colonna.

Si lascia in funzione il generatore per alcuni minuti.

Figura 3: le colonne al momento della interruzione di corrente

Quando il livello del liquido è sceso di almeno cinque centimetri si interrompe la corrente e si risponde alle domande della scheda di laboratorio (figura 3).

Nelle due colonne sono presenti dei gas. Di quali gas si tratta? Come si possono riconoscere?

I gas sono idrogeno ed ossigeno, l’idrogeno si riconosce perché ha sviluppato un volume doppio di quello dell’ossigeno.

Dove vi è una minore riduzione di livello, si accende un fiammifero si apre il rubinetto della buretta e si avvicina il fiammifero spento all’apertura. Cosa accade?
Dove è presente l’ossigeno, il fiammifero spento viene ravvivato.

Nell’altra buretta si prende una provetta, si apre il rubinetto e chiude l’apertura con la provetta e dopodiché si mette dentro la provetta una fiamma. Cosa accade?
Si sente un suono stridulo quasi uno scoppio è il grido dell’idrogeno, nella provetta si notano alcune goccioline d’acqua. Chi non ha mai avuto modo di sperimentarlo può vederlo e ascoltarlo su youtube, il link è in bibliografia. La spiegazione di quanto è accaduto è la seguente: l’ossigeno è un comburente quindi esalta la combustione invece l’idrogeno è un combustibile che reagisce con l’ossigeno dell’aria formando acqua, le goccioline nella provetta, e liberando energia.

Da cosa dipende la differenza di quantità fra i due gas liberati?

E’ dovuta alla formula dell’acqua stessa, ossia \(H_2O\), in cui gli atomi di \(H\) sono di superiore quantità rispetto agli atomi di \(O\).

Quale è la reazione totale e quali reazioni avvengono al catodo e all’anodo?

I cationi migrano al polo negativo(il catodo), e da esso acquistano elettroni riducendosi. Contemporaneamente gli anioni attratti dal polo positivo(l’anodo), gli cedono elettroni ossidandosi.
Le reazioni sono:

Ossidazione, avvenuta all’anodo: \(6H_2O  \longrightarrow O_2 + 4e^- + 4H_3O^+\)
Riduzione, avvenuta al catodo: 
\([2H_3O^+ + 2e^- \longrightarrow H_2 + 2H_2O] \times 2\) . 
Dalle osservazioni sulle due semireazioni è chiaro che nella reazione sono coinvolte 2 molecole d’acqua:
\(2H_2O \longrightarrow 2H_2 + O_2\).

Per quale motivo è si usa una soluzione di acido solforico?

Per far avvenire il processo di elettrolisi è necessario che l’acqua sia conduttrice di elettricità. Disponendo, purtroppo, esclusivamente di acqua distillata purissima che nella sua composizione ha legami “molto poco ionici” e che quindi non è conduttrice, è stato necessario disciogliere in questa dell’acido solforico (\(H_2SO_4\)) che in soluzione acquosa si divide nei suoi ioni (\(H_2SO_4 \longrightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}\)) permettendo così alla soluzione di condurre elettricità.

Quali differenze e quali similitudini ci sono tra anodo e catodo nella cella elettrolitica e nella pila?

Si può osservare che nella cella elettrolitica anodo e catodo presentano polarità opposte rispetto a quelle dell’anodo e del catodo nella pila, ma in entrambi i casi all’anodo si ha un’ossidazione e al catodo una riduzione. L’inversione dei segni degli elettrodi nei due processi si spiega osservando che nelle pile gli elettrodi assumono una carica in conseguenza di una reazione spontanea, mentre nella cella elettrolitica i segni degli elettrodi derivano dalla d.d.p imposta dall’esterno.

Alla luce di quanto osservato ritieni importante che la reazione di dissociazione dell’acqua non sia spontanea? Perché?

L’esperimento fa intendere quanto sia improbabile che avvenga la dismutazione dell’acqua in natura. Ciò permette la presenza di grandi masse d’acqua sulla Terra che sono state necessarie per l’avvio della vita, e sono tuttora indispensabili all’intera Biosfera.

Conclusioni

L’elettrolisi dell’acqua ha permesso di distinguere bene il concetto di cella galvanica (o pila), precedentemente provato con la creazione di una pila Daniel, da quello di cella elettrolitica, compito assunto dal voltmetro.

La cella galvanica sfrutta ossidoriduzioni spontanee affinché il passaggio di elettroni che queste comportano possa essere utilizzato come corrente elettrica.

La cella elettrolitica, al contrario, assorbe energia elettrica per far avvenire ossidoriduzioni che altrimenti non si verificherebbero.

RICONOSCIMENTO DEI GAS: ALTERNATIVA 

La presenza di gas nel tubo di raccolta si può rilevare con un fiammifero o “scheggia di legno ardente”; l’ossigeno farà immediatamente erompere la fiamma del fiammifero facendola diventare di un bianco luminoso e bruciare vigorosamente (figura 4), mentre la presenza di gas di idrogeno farà bruciare il fiammifero appena un poco più brillantemente (figura 5).

Figura 4: bastoncino incandescente di legno, messo sul tubo di raccolta di Hofmann per controllare se è presente l’ossigeno

.

Figura 5: tizzone ardente molto brillante, che indica la presenza di idrogeno nel tubo di raccolta.

Dopo discussione si prova a dimostrare la natura dei gas prodotti sia avvicinando un fiammifero spento ma incandescente al flusso del gas ossigeno, sia raccogliendo in una provetta capovolta il gas idrogeno e avvicinando un accendino alla base di questa. Nel primo caso si osserverà la fiamma riavviarsi nel secondo si udrà il caratteristico rumore prodotto dall’idrogeno.

APPROFONDIMENTO

L’elettrolita \(H_2SO_4\) presente nella soluzione si scinde negli ioni \(2H^+\) e \((SO_4)^{2-}\).

Al catodo si può avere la riduzione di:

\(2H^+ + 2e^- \longrightarrow H_2\), con \(E_0 = 0,00\) oppure,

\(2H_2O + 2e^- \longrightarrow H2 + 2OH^-\) con \(E_0 = – 0,83\).
Si riduce chi ha il potenziale di riduzione maggiore, ovvero l’idrogeno

Invece all’anodo si può avere l’ossidazione di:

\(2S­O_4^{2-} \longrightarrow S_2O_8^{2-} + 2e^-\) ­, con \(E_0 =+2,01\) oppure
­­\(2H_­­2O \longrightarrow O_2 + 4H^+ + 4e^-\), con \(E_0 = +1,23\).
In questo caso si ossida chi ha il potenziale di riduzione minore, ovvero l’acqua.

Combinando le due reazioni, moltiplicando la prima relazione x2 in quanto bisogna bilanciare gli elettroni ceduti nell’anodo e acquistati nel catodo, si ottiene:

Riduzione catodica:  \(4H^+ + 4e^- \longrightarrow 2H_2\);­           
Ossidazione anodica: \(2H_­­2O \longrightarrow O_2 + 4H^+ + 4e^-\)­­. 

Semplificando la reazione può essere complessivamente scritta come: ­­­­\(2H_2O  \longrightarrow 2H_2­­­­↑+ O_2↑\).

Note e storia

Nel 1800 Carlisle e Nicholson fecero passare la corrente attraverso acqua acidulata e ottennero una notevole quantità di idrogeno e tracce di ossigeno; fecero in seguito esperienze più accurate. 
Nel 1806 Davy realizzò la decomposizione di molti sali fusi utilizzando una pila formata da 2000 elementi. 
Nel 1834 Faraday stabilì le leggi che regolano questi fenomeni.

Bibliografia

Valitutti, Tifi, Falasca e Gentile “CHIMICA concetti e modelli” Zanichelli;

www.itchiavari.org/chimica/lab/eletth2o.html;

realizzazione dell’esperienza con materiali da laboratorio povero: https://www.youtube.com/watch?v=vTj-4hbjFnQ;

il grido dell’idrogeno: https://www.youtube.com/watch?v=VJQtr69dwLc;

video esperimento: http://www.raiscuola.rai.it/articoli/esperimenti-di-chimica-elettrolisi-dellacqua/21428/default.aspx.

Autori

Berti Gabriella

Schede / Allegati

Prove di verifica

Specifiche esperimento


Materia
Chimica
Classi a cui è rivolto
2° biennio
Tipologia di laboratorio
Povero
Reperibilità del materiale
Negozi specializzati, siti web
Materiale specifico
Vetreria da laboratorio, voltmetro di Hoffman o un sistema di pile, acido solforico
Durata esperimento in classe
1 h
Capacità di bricolage/assemblaggio

Necessità lavorazioni meccaniche/elettroniche
No
Necessità PC per acqusizione/analisi dati
No
Necessità di uno smartphone
No
Parole chiave
Chimica
Reattività delle molecole
Elettrochimica
Idrolisi