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Esercizi svolti di elettrochimica- chimicamo

Esercizi di elettrochimica

  |   Chimica, Chimica Fisica, Elettrochimica

Gli esercizi di elettrochimica attengono svariati argomenti tra cui:

La valutazione dei potenziali standard di riduzione, ovvero del potenziale riferito all’elettrodo standard a idrogeno a cui è assegnato per convenzione un potenziale E° = 0.00 V consente di determinare se una reazione redox possa avvenire spontaneamente in condizioni standard.

Gli esercizi di elettrochimica possono essere risolti applicando alcune relazioni fondamentali. Sono proposti esercizi di varie tipologie che danno un valido supporto agli studenti.

 

Esercizi

  • Calcolare la f.e.m. relativa alle seguenti reazioni e prevedere la loro spontaneità:
  1. H2(g) + F2(g) → 2 H+(aq) + 2 F(aq)
  2. Cu(s) + Ba2+(aq) → Cu2+(aq) + Ba(s)
  3. 3 Fe2+(aq) → Fe(s) + 2 Fe3+(aq)

a) Dalla tabella dei potenziali standard di riduzione:

2 H+ + 2 e → H2   E° = 0.00 V

F2 + 2 e→  2 F     E° = + 2.87 V

Per la semireazione di ossidazione di H2 il potenziale E° vale 0.00 V quindi il potenziale della reazione vale + 2.87 + 0.00 = + 2.87 V che, essendo maggiore di zero, indica che la reazione è spontanea

b) Dalla tabella dei potenziali standard di riduzione:

Cu2+ + 2 e → Cu   E° = + 0.337 V

Quindi per la semireazione di ossidazione Cu → Cu2+ + 2 e il potenziale E° vale – 0.337 V

Ba2+ + 2 e → Ba   E° = – 2.90 V

Il potenziale della reazione vale E° = – 0.337 – 2.90 = – 3.24 V quindi la reazione non è spontanea

c) Dalla tabella dei potenziali standard di riduzione:

Fe2+ + 2 e → Fe   E° = – 0.440 V

Fe3+  + 1 e → Fe2+   E° = 0.771 V

Quindi per la semireazione di ossidazione Fe2+ → Fe3+  + 1 e il potenziale E° vale – 0.771 V

Il potenziale della reazione vale E° = – 0.440 – 0.771 = – 1.211 V quindi la reazione non è spontanea

  • Calcolare la f.e.m. e la variazione di energia libera a 298 K per la reazione in ambiente acido:

Cu+ + NO3 → Cu2+ + NO

Innanzi tutto si bilancia la reazione per conoscere il numero n di elettroni coinvolti:

Cu+ → Cu2+ + 1 e

NO3 + 4 H+ + 3 e → NO + 2 H2O

Affinché il numero di elettroni persi sia uguale a quelli acquistati è necessario moltiplicare per 3 la prima semireazione:

3 Cu+ →3 Cu2+ + 3 e

che, sommata alla seconda, ci dà la reazione bilanciata:

3 Cu+ NO3 + 4 H+ →3 Cu2+ + NO + 2 H2O

Il numero n di elettroni coinvolti è pari a 3

Dalla tabella dei potenziali standard di riduzione:

NO3 + 4 H+ + 3 e → NO + 2 H2O  E° = + 0.96 V

Cu2+ + 1 e→ Cu+    E° = + 0.153 V

Quindi per la semireazione di ossidazione Cu+    → Cu2+ + 1 e   E° = – 0.153 V

Il potenziale della reazione vale E° = + 0.96 – 0.153 = 0.81 V

ΔG° = – nFE° = – 3 ∙ 96500 ∙ 0.81 = – 2.3 ∙ 105 J

  • Calcolare la massa di magnesio ottenuta dall’elettrolisi del cloruro di magnesio fuso se viene fatta passare una corrente di 5.25 ampere per 2.50 giorni

Convertiamo i giorni in secondi:

2.50 giorni ∙ 24 ore/giorno ∙ 3600 s/ora = 216000 s

216000 s ∙ 5.25 C/s = 1134000 C

Poiché 1 faraday è pari a 96500 coulomb

1134000 C/96500 C/faraday = 11.8 faraday

La semireazione di riduzione che avviene al catodo è:

Mg2+ + 2 e → Mg

Ovvero per ogni 2 faraday di elettricità consumata si forma una mole di Mg

11.8 faraday ( 1 mole di Mg/2 faraday) = 5.90 moli

5.90 mol ∙ 24.305 g/mol=143 g

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