Elettrochimica: esercizi svolti

Per risolvere gli esercizi di elettrochimica devono essere noti i concetti di:

Esercizi

  • Determinare se una soluzione di solfato di rame (II) può essere conservata in un recipiente di zinco

Per risolvere il quesito si devono conoscere i potenziali normali di riduzione che sono presenti nelle apposite tabelle:

Cu2+ + 2 e → Cu   E° = + 0.337 V

Zn2+ + 2 e → Zn   E° = – 0.763 V

Entrambi i potenziali sono riferiti alle rispettive semireazioni di riduzione e poiché una reazione redox possa avvenire è necessario che avvenga una semireazione di ossidazione per la quale il potenziale è pari a quello di riduzione con il segno cambiato e una semireazione di riduzione.

Per la semireazione di ossidazione Zn → Zn2+ + 2 e- il potenziale è pari a + 0.763 V

Pertanto le due semireazioni sono:

Cu2+ + 2 e → Cu   E° = + 0.337 V

Zn → Zn + 2 e   E° = + 0.763 V

Il potenziale della reazione Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ è pari a + 0.337 + 0.763 = 1.10 V > 0

Il fatto che il potenziale sia maggiore di 0 implica che questa è la reazione che avviene spontaneamente quindi lo ione rame presente nella soluzione si trasforma in rame metallico e lo zinco che costituisce il recipiente in ione zinco. Quindi la soluzione di rame (II) non può essere conservata in un recipiente di zinco

  • Calcolare il numero di elettroni che attraversano un filo metallico se una corrente di 0.5 ampere viene fatta passare per 2 ore

2 h = 2 ∙ 60∙ 60 = 7200 s

0.5 coulomb/s ∙ 7200 s = 3600 coulomb

Poiché 1 Faraday = 96500 coulomb

3600 coulomb/96500 coulomb/faraday = 0.0373 faraday

0.0373 ∙ 6.02 ∙ 1023 = 2.25 ∙ 1022 elettroni

  • Determinare la massa di nichel che si deposita al catodo se in una soluzione di Ni(NO3)2 viene fatta passare una corrente di 5.0 ampere per 20 minuti

(20 min)(60 s/min) = 1200 s

5.0 coulomb/s ∙ 1200 s =6000 coulomb

Poiché 1 F = 96500 coulomb si ha:

6000 coulomb/96500 coulomb/faraday =0.0622 faraday

La semireazione che avviene al catodo è Ni2+ + 2 e→ Ni e ciò implica che per ogni 2 faraday consumati si deposita al catodo una mole di nichel.

0.0622 faraday (1 mole di Ni/2 faraday) = 0.0311 moli di Ni

0.0311 mol ∙ 58.71 g/mol= 1.83 g

  • Determinare il potenziale di un elettrodo a idrogeno immerso in una soluzione a pH = 10

Per la semireazione H+ + 1 e → ½ H2   E° = 0.0 V

A pH = 10 la concentrazione di ioni H+ è pari a 10-10 M

Applicando l’equazione di Nernst si ha:
E = E° – 0.0591/1 log 1/[H+]

Sostituendo:

E = 0.0 – 0.0591 log 1/10-10 = – 0.591 V

  • Calcolare il potenziale di una cella in cui avviene la seguente reazione: 2 Ag+ + Ni → 2 Ag + Ni2+ sapendo che [Ag+]= 0.0020 M e che [Ni2+]= 0.160 M

Si deve innanzi tutti calcolare il potenziale della cella in condizioni standard. Dai potenziali normali di riduzione:

Ag+ + 1 e → Ag   E° = + 0.7994 V

Ni2+ + 2 e → Ni   E° = – 0.25 V

Pertanto per la reazione 2 Ag+ + Ni → 2 Ag + Ni2+  il potenziale della cella vale E° = + 0.7994 + 0.25= 1.05 V

Applicando l’equazione di Nernst e tendendo presente che il numero n di elettroni scambiati è pari a 2 si ha:
E = E° – 0.0591/2 log [Ni2+]/[Ag+]2

Sostituendo:

E = 1.05 – 0.0591/2 log 0.160/(0.0020)2= 0.91 V

  • In una cella elettrochimica ha luogo la seguente reazione: 2 Fe3+ + I2 → 2 Fe2+ + 2 I-. Calcolare la variazione dell’energia libera di Gibbs e la costante di equilibrio

Dai potenziali normali di riduzione:

Fe3+ + 1 e → Fe2+   E° = + 0.771 V

I2 + 2 e → 2 I   E° = + 0.535 V

Pertanto per la reazione 2 Fe3+ + I2 → 2 Fe2+ + 2 I-. il potenziale della cella vale E° = + 0.771 – 0.535= 0.236 V

Poiché ΔG° = – n ∙ F ∙ E° tenendo conto che n (numero di elettroni scambiati) = 2 si ha:

ΔG° = – 2 ∙ 96500 ∙ 0.236 = – 45.55 ∙ 103 J/mol

La variazione dell’energia libera e la costante di equilibrio sono correlate dall’equazione:

ΔG° = – 2.303 RT log Kc

Si ha:

log Kc = ΔG° /- 2.303 RT

A 25°C la temperatura è pari a 298 K pertanto:

log Kc = – 45.55 ∙ 103/ – 2.303 ∙ 8.31∙ 298 = 7.99

Da cui Kc = 10– 7.99 = 1.00 ∙ 10-8

Author: Chimicamo

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