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Home Chimica

Esercizi svolti di elettrochimica

di Chimicamo
19 Ottobre 2022
in Chimica, Elettrochimica
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Esercizi svolti di elettrochimica-chimicamo

Esercizi svolti di elettrochimica-chimicamo

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:
  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)

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

  Acido sorbico

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

Tags: elettrodo a idrogenoenergia liberaf.e.m.leggi di Faradayreazioni redox

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Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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