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Esercizi di elettrochimica- chimicamo

Esercizi di elettrochimica

  |   Chimica, Elettrochimica

Gli esercizi di elettrochimica possono essere risolti conoscendo la forza elettromotrice di una cella galvanica. Da essa si possono calcolare le variazioni di grandezza termodinamiche ovvero la variazione dell’energia libera di Gibbs, la variazione di entalpia e la variazione di entropia. Si possono inoltre calcolare il prodotto di solubilità, il pH di una soluzione, l’attività degli elettroliti, la costante di equilibrio, il pKa e il pKb. Vengono proposti alcuni esercizi dove è richiesto il calcolo della costante di equilibrio, del potenziale e del prodotto di solubilità.

Esercizi

Calcolo della costante di equilibrio

  • Calcolare la costante di equilibrio della reazione a 298 K:

Fe2+ + Ce4+ → Fe2+ + Ce3+

Sapendo che i potenziali normali di riduzione valgono:

E° = + 1.63 V per la semireazione Ce4+ + 1 e → Ce3+

E° = + 0.77 V per la semireazione Fe3+ + 1 e → Fe2+

Per la semireazione Fe2+ → Fe3+ + 1 e  il potenziale vale quindi – 0.77 V

In condizioni standard quindi il potenziale della reazione vale E° = 1.63 – 0.77 =0.86 V

Poiché ΔG° = – nFE° e il numero n di elettroni scambiati è pari a 1 si ha:

ΔG° = -nFE° = – (1)(96500 Coulomb/mol) (0.86 V) = – 8.30 ∙ 104 J/mol

Poiché ΔG° = – RT ln K

ΔG° = – RT ln K si ha:

– 8.30 ∙ 104 J∙mol-1 = – (8.314 J∙mol-1∙ K-1) (298 K) ln K

Da cui ln K = 33.5

Quindi K = e33.5 = 3.54 ∙ 1014

Calcolo del potenziale

  • Calcolare il potenziale della semicella  AgǀAgI(s)ǀI I(aq) (0.01 M)

La reazione complessiva che avviene all’elettrodo è:

AgI(s) + 1 e → Ag(s) + I(aq)

Poiché il potenziale di questa reazione non è tabulato ci si può avvalere di dati noti:

per l’equilibrio: AgI(s) ⇌ Ag+(aq) + I(aq) il prodotto di solubilità Kps vale 1.0 ∙ 10-16

L’espressione del prodotto di solubilità è Kps = 1.0 ∙ 10-16 = [Ag+][I]

Dalla tabella dei potenziali normali di riduzione il valore di E° relativo alla semireazione di riduzione Ag+(aq) + 1 e → Ag(s) vale + 0.80 V

ΔG° = – RT ln Ksp = – nFE°cell si ha:

E° = RT/nF ln Ksp = 0.059 log 1.0 ∙ 10-16 = – 0.94 V

Pertanto E° = 0.80 – 0.94 = – 0.14 V

Per ottenere E si utilizza l’equazione di Nernst:

E = E° – 0.059 log ([Ag+][I])

Sostituendo i valori noti si ha:

E = – 0.14 – 0.059 log 0.01 = 0.022 V

Calcolo del prodotto di solubilità

  • Determinare il prodotto di solubilità del cloruro di argento sapendo che per la cella:

AgǀAgCl(s)ǀCl(aq) (1 M) ǀǀ Ag+(aq) (1 M)ǀAg

Il potenziale relativo alla reazione Ag(s)+ Cl(aq) → AgCl(s)+ 1 e a 298 K vale E° =  – 0.22 V e che il potenziale normale di riduzione Ag+(aq) + 1 e → Ag(s) vale + 0.80 V

Dai dati forniti E° = – 0.22 + 0.80 = 0.58 V

All’equilibrio E = 0

Applicando l’equazione di Nernst

0 = 0.58 – 0.059 log 1/[Ag+][Cl]

Da cui – 0.58 = – 0.059 log 1/[Ag+][Cl] = + 0.059 log [Ag+][Cl] = + 0.059 log Kps

log Kps = – 9.8

Kps = 10-9.8 = 1.6 ∙ 10-10

 

 

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