Gli esercizi di elettrochimica attengono svariati argomenti tra cui:
- la valutazione della spontaneità di una reazione
- il calcolo del potenziale di una cella in condizioni standard e non standard
- il calcolo della variazione di energia libera l’applicazione delle leggi di Faraday.
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. Per risolvere gli esercizi si devono conoscere le funzioni di stato, le leggi di Faraday, i potenziali e l’equazione di Nernst. Spesso negli esercizi bisogna combinare due o più contenuti per ottenere la soluzione
Esercizi
- Calcolare la f.e.m. relativa alle seguenti reazioni e prevedere la loro spontaneità:
- H2(g) + F2(g) → 2 H+(aq) + 2 F–(aq)
- Cu(s) + Ba2+(aq) → Cu2+(aq) + Ba(s)
- 3 Fe2+(aq) → Fe(s) + 2 Fe3+(aq)
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
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
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