L' elettrolisi è quel processo tramite il quale l'energia elettrica si converte in energia chimica e avvengono reazioni non spontanee che avvengono in verso opposto in una cella galvanica.
Per la trattazione quantitativa dell'elettrolisi ci si avvale delle leggi di Faraday:
1) La massa di un elemento che si deposita agli elettrodi è proporzionale alla quantità di elettricità che passa nella soluzione
2) Le masse di diversi elementi depositati dalla stessa quantità di elettricità sono proporzionali agli equivalenti. Nello specifico, per decomporre un equivalente di sostanza occorrono 96500 coulombs. A tale quantità di elettricità si dà il nome di Faraday. Gli esercizi sugli elettrolisi sono di facile soluzione se si conoscono oltre alle leggi di Faraday anche le grandezze coinvolte.
Esercizi
1) Una soluzione acquosa di NaCl viene sottoposta a elettrolisi. Calcolare il tempo necessario affinché
si ottengano 0.015 moli di H2 al catodo con una corrente pari a 0.010 ampere.
La semireazione catodica è:
2 H2O + 2e– → H2(g) + 2 OH–
Dai coefficienti stechiometrici della reazione si evince che per ogni due faraday consumati si svolge una mole di H2.
( 0.015 mol) ( 2 F/ 1 mol) = 0.030 F
Poiché 1 F = 96500 C si ha:
0.030 F = 0.030 F (96500 C/F) = 2900 C
Poiché la corrente che attraversa il circuito è pari a 0.010 ampere ovvero 0.010 C/s il tempo necessario è pari a:
t = 2900 C/ 0.010 C/s = 2.9 ∙ 105 s
2) Nell'elettrolisi del cloruro di zinco, quanti grammi d zinco metallico si depositeranno al catodo a seguito del passaggio di 0.010 ampere per 1.0 h ?
Convertiamo il tempo in secondi:
1.0 h = 3600 s
calcoliamo la quantità di carica:
3600 s ∙ 0.010 C/s = 36 C
Ricordando la relazione tra coulomb e faraday si ha:
36 C/ 96500 C/F = 3.7 ∙ 10-4 F
La semireazione catodica è:
Zn2+ + 2 e– → Zn che ci indica che per ogni mole di zinco depositata sono stati consumati due faraday. Pertanto:
3.7 ∙ 10-4 F (1 mol Zn/ 2 F) = 1.8 ∙ 10-4 moli di zinco
Massa di zinco depositata: 1.8 ∙ 10-4 mol ∙ 65.37 g/mol= 0.012 g
3) Si supponga che due celle siano collegate in serie: la prima cella contiene una soluzione acquosa di AgNO3 e la seconda cella contiene una soluzione acquosa di cloruro di sodio. A seguito di elettrolisi si trova che 0.0198 g di argento metallico si è depositato al catodo. Calcolare quante moli di H2 si sono liberate nella seconda cella.
Nella prima cella la semireazione catodica è:
Ag+ + 1 e– → Ag (s)
Tale semireazione mostra che per ogni faraday che passa nel circuito si deposita una mole di argento. Calcoliamo le moli di argento depositate:
moli di argento = 0.0198 g/ 107.87 g/mol= 1.84 ∙ 10-4
secondo le considerazioni fatte il numero di faraday sono pari a:
1.84 ∙ 10-4 mol Ag ( 1 F / mol Ag) = 1.84 ∙ 10-4 F
Poiché le due celle sono collegate in serie anche la seconda cella è stata attraversata da 1.84 x 10-4 F.
La semireazione catodica della seconda cella è:
2 H2O + 2 e– → H2 + 2 OH–
Quindi per ogni mole di H2 liberata sono stati consumati 2 F. Pertanto le moli di H2 liberate sono pari a:
1.84 ∙ 10-4 F ( 1 mol/ 2 F ) = 9.20 ∙10-5 moli di H2
4) Data la semireazione Al3+ + 3 e– → Al
Calcolare i grammi di alluminio depositati al catodo quando il circuito è stato attraversato da 0.69 faraday.
Moli di Al = 0.69 F (1 mol Al/ 3 F) = 0.23
Massa di Al = 0.23 mol ∙26.9815 g/mol= 6.2 g
5) Si consideri la seguente semireazione: Fe2+ + 2 e– = Fe. Calcolare il tempo necessario affinché, a seguito del passaggio di una corrente pari a 0.0205 ampere, si depositi al catodo 6.93 g di ferro.
Le moli di ferro sono pari a 6.93 g / 55.847 g/mol= 0.124
Dalla semireazione sappiamo che per ogni 2 faraday consumati si è depositata una mole di ferro:
0.124 mol (2 F/1 mol) = 0.248 F
Calcoliamo i coulomb: 0.248 F ( 96500 C/F) = 23932 C
t = 23932 C/ 0.0205 C/s = 1.17 ∙ 106 s
6) Si consideri la seguente semireazione anodica: 2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e–. Se si ottengono 36.5 cc di ossigeno alla pressione di 743 torr alla temperatura di 25°C calcolare il numero di moli di H+ che si ottengono. La pressione di vapore dell'acqua a 25°C è pari a 23.8 torr.
Calcoliamo la pressione parziale dell'ossigeno = 743 – 23.8 = 719 torr
Convertiamo i torr in atm: p = 719/760= 0.946 atm
La temperatura è pari a 25 + 273 = 298 K
Le moli di ossigeno sono pari a pV/RT = 0.946 ∙ 0.0365 dm3/ 0.08206 ∙ 298 = 1.41 ∙ 10-3
Dalla semireazione di ossidazione rileviamo che per ogni mole di ossigeno liberata si sono formate 4 moli di H+. Pertanto le moli di H+ sono pari a 1.41 ∙ 10-3 ∙4 = 5.64 ∙ 10-3
7) Supponiamo che la seguente semireazione avvenga al catodo: 2 H2O + 2 e–→ 2 OH– + H2. Se, attraverso la cella passa una corrente di 0.010 ampere passa per 18.6 s calcolare le moli di OH– ottenute.
0.010 C/s ∙18.6 s = 0.186 C
Calcoliamo il numero di faraday consumati: 0.186 C /96500 C/F = 1.93 ∙10-6 . Poiché per ogni 2 faraday consumati si ottengono 2 moli di OH– (ovvero il rapporto è di 1:1) le moli di OH– ottenute sono pari a 1.93 ∙10-6
8) Quando una soluzione di AgNO3 viene sottoposta a elettrolisi la semireazione anodica è:
2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e–, mentre quella catodica è Ag+ + 1 e– → Ag (s). Se 23.8 mg di argento metallico si depositano al catodo quanti millilitri di O2 a STP si liberano all'anodo?
Le moli di argento depositatesi sono pari a 0.0238 g/107.87 g/mol= 2.21 ∙10-4
La reazione complessiva opportunamente bilanciata è:
2 H2O + 4 Ag +→ O2 + 4 H+ + 4 Ag
Dai coefficienti stechiometrici il rapporto tra Ag+ e O2 è di 4:1 quindi le moli di O2 liberate sono pari a:
2.21 x 10-4/ 4 =5.52 ∙10-5
Poiché a STP il volume occupato da una mole di qualsiasi gas è pari a 22.4 L si otterranno:
5.52 ∙10-5 mol ( 22.4 L/mol) = 0.00124 L = 1.24 mL
9) In una soluzione acquosa di NaCl si fa passare una corrente di 0.0200 ampere per 3 ore e 20 minuti. Calcolare la massa e il volume di cloro che si libera all'anodo a STP se la corrente ha una resa pari al 65%
Calcoliamo il tempo:
3 ore = 3 ∙3600= 10800 s
20 minuti = 20 ∙60= 1200 s
Il tempo complessivo è pari a 12000 s
Inoltre, poiché la resa della corrente è pari al 65%
i = 65 ∙0.0200 /100= 0.013 ampere
0.013 C/s ∙12000 s =156 C
156/96500 C/F = 0.00162 F
La semireazione di ossidazione: 2 Cl–= Cl2 + 2 e –
Ci indica che per ogni due faraday si libera una mole di Cl2 pertanto le moli di Cl2 sono pari a
0.00162 F /2 F/mol =0.000810 mol
La massa di Cl2 è pari a 0.00810 mol ∙70.906 g/mol=0.574 g
Il volume di Cloro a STP è pari a 0.000810 mol ∙22.4 L/mol=0.0181 L
