Calcolo del Kps da dati elettrochimici. Esercizi
Set04

Calcolo del Kps da dati elettrochimici. Esercizi

I metodi elettrochimici costituiscono un valido metodo per la determinazione del valore del prodotto di solubilità di sali poco solubili. Per poter comprendere come una cella elettrochimica possa essere sfruttata per la determinazione del prodotto di solubilità consideriamo una cella galvanica in cui gli elettrodi di entrambe le semicelle sono di argento immersi, rispettivamente, in una soluzione 1.0 M di Ag+ e in una soluzione 1.0 M di Cl– saturata con AgCl. In quest’ultima semicella la concentrazione di Ag+ è pari al prodotto di solubilità infatti: Kps = [Ag+][Cl–] Dividendo ambo i membri per [Cl–] si ha: Kps /[Cl–] = [Ag+] ed essendo [Cl–] = 1.0 M Kps /1.0 = [Ag+] Il potenziale della cella, tenendo conto che il numero di elettroni scambiati è pari a 1 e che, trattandosi di una pila a concentrazione la f.e.m. della stessa, supponendo che la concentrazione ionica  sia C1 e C2 con C1›C2  detti n il numero degli elettroni scambiati si ha: Ecella = 0.0592/n log C1/C2 Ovvero Ecella = – 0.0592 log C2/C1 = – 0.0592 log Kps/1.0 Poiché il potenziale misurato sperimentalmente in queste condizioni è 0.580 V si ha: 0.580 = – 0.0592 log Kps 0.580/- 0.0592 = log Kps Da cui – 9.80 = log Kps Tenendo conto che si tratta di un logaritmo in base 10: Kps = 10-9.80= 1.6 ∙ 10-10 Esercizi Per determinare il prodotto di solubilità del solfato di piombo è stata costruita una cella galvanica costituita da due elettrodi di piombo, contenente, in una semicella, ioni Pb2+ a concentrazione 1.0 M mentre nell’altra semicella è presente una soluzione 1.0 M di Na2SO4 saturata con solfato di piombo. La f.e.m. misurata sperimentalmente è di 230 mV. Calcolare il prodotto di solubilità del solfato di piombo. Dall’espressione del prodotto di solubilità: Kps = [Pb2+][SO42-] Da cui [Pb2+] = Kps/[SO42-]= Kps/1.0 Quindi [Pb2+] = Kps Il potenziale della cella, tenendo conto che il numero di elettroni scambiati è pari a 2 è dato da: E° = 0.230 V = – 0.0592/2 log Kps/1.0 Moltiplicando ambo i membri per 2 e dividendo per – 0.0592 si ha: – 7.77 = log Kps Da cui Kps = 10-7.77= 1.7 ∙ 10-8 Per determinare il prodotto di solubilità del fluoruro di lantanio (III) è stata costruita una cella galvanica contenente, in una semicella, ioni La3+ a concentrazione 1.0 M mentre nell’altra semicella è presente una soluzione 1.0 M di NaF saturata con fluoruro di lantanio. La f.e.m. misurata sperimentalmente è di 0.32 V. Calcolare il prodotto di solubilità del fluoruro di lantanio. Dall’espressione del prodotto di solubilità: Kps = [La3+][F–]3 Da cui [La3+]= Kps/[F–]3 = Kps/(1.0)3 = Kps Il potenziale della cella, tenendo conto...

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Esercizi sulle celle elettrochimiche
Ago30

Esercizi sulle celle elettrochimiche

Una cella, sia galvanica che di elettrolisi, è costituita in generale da una fase liquida capace di condurre corrente elettrica con trasporto di materiali in cui sono immersi due elettrodi  collegati a un circuito elettrico esterno che consentono lo scambio di elettroni tra la fase liquida e il circuito esterno. Prima di passare alla rappresentazione di una cella elettrochimica è tuttavia necessario individuare oltre le semireazioni che avvengono ai due elettrodi, anche l’elettrodo che funge da anodo e quello che agisce da catodo. Vengono quindi proposti alcuni esercizi con la relativa strategia di soluzione Esercizi Una cella galvanica è costituita da due semicelle: nella prima vi è una lamina di stagno immersa in una soluzione di acido solforico mentre nella seconda è presente un elettrodo di platino immerso in una soluzione di acido nitrico. Dopo aver collegato i due elettrodi tramite un filo e le due soluzioni tramite un ponte salino si ha una conversione di energia chimica in energia elettrica e sull’elettrodo di platino gorgoglia il monossido di azoto. La reazione che avviene è: Sn(s) + NO3–(aq) + H+(aq) → Sn2+(aq) + NO(g) + H2O(l) Dopo aver bilanciato la reazione: scrivere la semireazione che avviene a ciascun elettrodo indicare quale elettrodo agisce da anodo e quale da catodo indicare quale è l’elettrodo positivo e quale è l’elettrodo negativo Le due semireazioni sono: Sn → Sn2+ NO3– → NO Bilanciamo secondo il metodo delle semireazioni: Sn → Sn2+ + 2 e– NO3– + 4 H+ + 3 e– → NO +2 H2O Moltiplichiamo la prima semireazione per 3 e la seconda per 2 in modo che gli elettroni scambiati siano gli stessi: 3 Sn →3 Sn2+ + 6 e– 2 NO3– + 8 H+ + 6 e– → 2 NO + 4 H2O Sommiamo membro a membro e semplifichiamo gli elettroni: 3 Sn(s) +2 NO3–(aq) +8 H+(aq) → 3 Sn2+(aq) +2 NO(g) +4 H2O(l) La semireazione di riduzione è: NO3– + 4 H+ + 3 e– → NO +2 H2O La semireazione di ossidazione è: Sn → Sn2+ + 2 e– Poiché la semireazione di riduzione avviene sull’elettrodo di platino questo costituisce il catodo mentre poiché la semireazione di ossidazione avviene sull’elettrodo di stagno questo costituisce l’anodo. Gli elettroni fluiscono attraverso il filo che connette i due elettrodi dall’elettrodo di stagno a quello di platino quindi l’elettrodo di stagno è negativo mentre quello di platino è positivo Una cella galvanica è costituita da due semicelle: nella prima vi è una soluzione di permanganato in acido solforico diluito in cui è immerso un elettrodo di platino mentre nella seconda vi è una soluzione di ione stagno (II) in acido solforico...

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L’albero di Diana
Apr30

L’albero di Diana

Oliver Sacks è stato un neurologo d’eccezione che ha divulgato attraverso i suoi scritti le esperienze con i propri pazienti riuscendo a coinvolgere il grande pubblico non esperto in una materia così complessa. Il primo amore di Sacks, tuttavia, fu la chimica per la quale ebbe un enorme interesse e scrisse un libro autobiografico famoso intitolato Zio Tungsteno. Ricordi di un’infanzia chimica a cui associa i ricordi della sua infanzia. In un capitolo di questo libro mirabile egli racconta di come sia riuscito, nell’ambito delle sue esperienze a riprodurre gli “alberi” metallici di cui parlano gli alchimisti. L’albero di Diana, detto anche albero dei filosofi, è un deposito di argento che assume forma di tipo dendritico ovvero una struttura tipica dei metalli costituiti da cristalli che assumono particolari direzioni cristallografiche. A causa della consuetudine di associare i metalli alle divinità o ai pianeti poiché all’argento veniva associata Diana questo deposito di argento a forma di albero venne detto albero di Diana. L’albero di Diana nato dagli esperimenti che gli alchimisti erano usi fare e che appare come una sorta di vegetazione dall’impatto misterioso su cui aleggia qualcosa di magico è dovuto semplicemente a una reazione di ossidoriduzione. In una reazione di ossidoriduzione una specie si ossida ovvero perde elettroni e un’altra si riduce ovvero acquista elettroni quindi la reazione è costituita da due semireazioni di cui una di ossidazione e una di riduzione. Ad ogni semireazione di riduzione è associato un potenziale di riduzione determinato sperimentalmente rispetto alla semireazione di riduzione 2 H+ + 2 e– ⇌ H2 per la quale per convenzione detto potenziale viene assunto pari a 0.00 V a 25°C. A ciascuna semireazione di ossidazione è associato un potenziale uguale in modulo, ma con il segno opposto, rispetto a quello associato alla semireazione di riduzione. Una reazione di ossidoriduzione può avvenire spontaneamente se la somma dei potenziali di ossidazione e di riduzione è positiva. Gli alchimisti ovviamente non conoscevano i potenziali di riduzione ma notarono che ponendo l’argento in acido nitrico, dopo aver diluito la soluzione e messo un po’ di mercurio dopo un tempo di circa 40 giorni si formava l’albero di Diana. Essi non sapevano che l’argento metallico diventava ione argento per la reazione di ossido-riduzione: Ag + 2 HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O e che tale reazione era spontanea visti i potenziali di riduzione delle specie coinvolte ma sapevano bene che l’argento che non si dissolve in acidi forti come HCl si dissolveva nell’acqua forte, antico nome dell’acido nitrico. Non si sa se gli alchimisti conoscessero che la reazione per la quale si forma l’albero di Diana è: 2 Ag+ +...

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Elettrolisi del solfato di rame
Ago30

Elettrolisi del solfato di rame

Il solfato di rame (II) è un elettrolita solubile in acqua che si dissocia in ioni rame (II) e ioni solfato: CuSO4 → Cu2+ + SO42- In una soluzione acquosa di solfato di rame (II) sono quindi presenti gli ioni Cu2+, SO42- oltre a H+ e OH– derivanti dalla autoionizzazione dell’acqua. Lo scopo dell’elettrolisi del solfato di rame è quello di ottenere rame metallico ed essa può essere condotta con due tipi di elettrodi. Elettrodi inerti Gli elettrodi inerti usati per l’elettrolisi sono elettrodi in platino o di grafite. Gli ioni positivi vengono attratti dal catodo che è l’elettrodo negativo; le due semireazioni di riduzione possibili sono: 2 H+ + 2 e– ⇌ H2  per la quale E° = 0.00 V Cu2+ + 2 e– ⇌ Cu  per la quale E° = + 0.337 V Stante il maggior potenziale normale di riduzione dello ione rame rispetto allo ione idrogeno saranno gli ioni rame a depositarsi come rame metallico al catodo e si nota che la soluzione di solfato di rame, inizialmente azzurra inizia a scolorirsi. Gli ioni negativi vengono attratti dall’anodo che è l’elettrodo positivo; le tre semireazioni di riduzione possibili sono: 2 SO42- + 2 e → S2O82- + 2 e–  per la quale E°= – 2.01 V 4 OH– → O2 + 2 H2O + 4 e–  per la quale E° = – 0.40 V 2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e–  per la quale E° = – 1.23 V Poiché il potenziale di ossidazione dello ione OH– e dell’acqua sono maggiori rispetto a quello dello ione solfato all’anodo avverranno le ultime due semireazioni con sviluppo di ossigeno. In definitiva rimangono in soluzione gli ioni H+ e gli ioni SO42- che non hanno subito reazioni mentre al catodo si è avuta una elettrodeposizione del rame e al catodo la produzione di ossigeno gassoso. 2.Elettrodi di rame Gli ioni presenti in soluzione sono gli stessi del caso precedente ma vi è la presenza di un elettrodo partecipante. Al catodo avviene, come prima, la riduzione dello ione rame mentre l’anodo costituito da rame gioca un ruolo cruciale in quanto esso viene ossidato a ione rame e quindi si consuma nel corso dell’elettrolisi. In definitiva: al catodo Cu2+ + 2 e– ⇌ Cu all’anodo Cu  ⇌ Cu  + 2 e– La massa di rame depositata al catodo è pari alla massa di rame che si consuma all’anodo e la soluzione in cui è presente la stessa concentrazione di ioni rame rimane dello stesso...

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Batterie Zinco/Ossido di argento
Ago29

Batterie Zinco/Ossido di argento

Le batterie zinco/Ossido di argento sono pile con un’elevatissima energia specifica riferita al volume, hanno una scarica stabile e sono in grado di conservare la carica a più del 90% rispetto a quella iniziale dopo un anno di immagazzinamento a circuito aperto. Grazie a queste caratteristiche vengono utilizzate per dispositivi miniaturizzati e vengono commercializzate sotto forma di pile a bottone nelle calcolatrici, orologi da polso, orologi al quarzo, apparecchi acustici, termometri clinici elettrici e altre applicazioni simili che richiedono batterie di piccole dimensioni e di lunga durata e per le loro caratteristiche sono state utilizzate nei veicoli spaziali tra cui il Modulo Lunare Apollo e i rover lunari. Batterie di grosse dimensioni vengono utilizzate dalle forze armate statunitensi per alimentare i sottomarini. Le batterie Zinco/Ossido di argento hanno un voltaggio di 1.55 V e sono costituite da un anodo di polvere di zinco mescolata a un agente gelificante, un catodo di ossido di argento a cui è stata aggiunta grafite per migliorare la conducibilità e un elettrolita come idrossido di potassio per batterie ad alto assorbimento e idrossido di sodio per batterie a basso assorbimento. Le reazioni che avvengono sono: all’anodo: Zn + 2 OH– → ZnO + H2O + 2 e– al catodo: Ag2O +  H2O + 2 e–→ 2 Ag + 2 OH– Zn + Ag2O → ZnO + 2 Ag Le batterie Zinco/Ossido di argento sono batterie primarie ovvero non ricaricabili in quanto le reazioni che avvengono nella cella non sono reversibili e quindi il loro funzionamento è limitato fino a quando i reagenti presenti non si...

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Potenziale di riduzione in condizioni non standard. Esercizi
Set21

Potenziale di riduzione in condizioni non standard. Esercizi

Data  una semireazione di riduzione ad essa viene associato un potenziale normale di riduzione indicato con E° che viene determinato rispetto all’elettrodo standard a idrogeno. Il potenziale normale di riduzione si riferisce a condizioni standard in cui reagenti e prodotti hanno concentrazione 1 M, alla temperatura di 273 K e alla pressione di 1 atm. Quando ci si trova in condizioni diverse da quelle standard si può calcolare il potenziale elettrodico tramite l’equazione di Nernst per la quale E = E° + 0.05916/n log [stato ossidato]/ [stato ridotto] Dove n è il numero di elettroni scambiati nella semireazione di riduzione. Il calcolo del potenziale di una semicella costituisce il primo step per la determinazione del potenziale di una cella. Esercizi 1)      Calcolare il potenziale di una semicella contenente Zn2+ a concentrazione 0.10 M sapendo che il potenziale normale di riduzione relativo alla semireazione: Zn2+(aq) + 2 e–  ⇄ Zn(s) vale E° = – 0.763 V Il numero n relativo agli elettroni acquistati nella semireazione  di riduzione vale 2 pertanto l’equazione di Nernst diventa: E = – 0.763 + 0.05916/2  log  [Zn2+] = – 0.763 + 0.05916/2  log 0.10 = – 0.793 V Si noti che, nell’argomento del logaritmo, non compare la concentrazione di zinco metallico in quanto solido. Il potenziale varia quindi linearmente con il logaritmo decimale della concentrazione dello ione zinco 2)      Calcolare il potenziale di una semicella contenente Al3+ a concentrazione 0.0010 M sapendo che il potenziale normale di riduzione relativo alla semireazione: Al3+(aq) + 3 e–  ⇄ Al (s) vale E° = – 1.66 V Il numero n relativo agli elettroni acquistati nella semireazione  di riduzione vale 3 pertanto l’equazione di Nernst diventa: E = – 1.66 + 0.05961/3 log 0.0010 = – 1.72 V 3)      Calcolare il potenziale di una semicella contenente un elettrodo di platino a contatto con idrogeno gassoso alla pressione di 1 atm e ioni H+ a concentrazione 0.10 M sapendo che il potenziale normale relativo di riduzione relativo alla semireazione: 2 H+(aq) + 2 e– ⇄ H2(g) vale  E° = 0.00 V   Il numero n relativo agli elettroni acquistati nella semireazione  di riduzione vale 2 pertanto l’equazione di Nernst diventa: E = E° + 0.05961/2 log [H+]2/ pH2 = 0.00 + log 0.05961/2 log (0.10)2/ 1 atm = – 0.05961 V 4)      Calcolare il il potenziale di una semicella contenente Fe2+ a concentrazione 0.20 M e  Fe3+ a concentrazione 0.10 M sapendo che il potenziale normale di riduzione relativo alla semireazione: Fe3+(aq) + 1 e– ⇄ Fe2+(aq) vale E° = + 0.771 V Il numero n relativo agli elettroni acquistati nella semireazione  di riduzione vale 1 Lo stato ossidato è...

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