Processo di elettrolisi: esercizi svolti

Durante un processo di elettrolisi avviene una reazione chimica non spontanea con trasformazione di energia elettrica in energia chimica. Per trovare la relazione tra la massa di un elettrolita depositato ad un elettrodo e le cariche ad esso associate occorre far uso di  una cella di elettrolisi, di un misuratore di corrente elettrica, di un generatore e di un orologio.

Tenendo presente il tempo impiegato dalla corrente a fluire nel circuito si può ricavare la carica che lo attraversa. In pratica si pesano gli elettrodi prima dell’inizio dell’esperienza e si annota il tempo al momento in cui si chiude il circuito. Si osserva che il passaggio della corrente determina la formazione di uno strato sull’elettrodo collegato al polo negativo della cella.

Se il processo di elettrolisi è condotto per almeno qualche minuto si potrà osservare l’assottigliamento dell’elettrodo connesso al polo positivo.

Consideriamo la semireazione: Ag⁺_(aq) + 1 e^– → Ag_(s)

Quando 1 mole di ione argento si deposita all’elettrodo si forma 1 mole di argento metallico a seguito dell’acquisto di 1 mole di elettroni. Poiché la carica di un singolo elettrone è di 1.6022 ∙ 10^-19 C moltiplicando per il numero di Avogadro si ottiene la carica di una mole di elettroni. Tale quantità è detta costante di Faraday:
F = 1.6022 ∙ 10^-19 C ∙ 6.0221 ∙ 10²³ mol^-1 = 9.649 ∙ 10⁴ C mol^-1

Nel caso della semireazione considerata per far depositare 1 mole di argento metallico al catodo devono essere passati 96490 C. Nel caso in cui il numero di elettroni acquistati è diverso da 1 la carica elettrica Q che passa attraverso l’elettrodo è relazionata al numero di elettroni tramite l’equazione:

F = Q / n _e^–

 Esercizi sul processo di elettrolisi

–          Calcolare la quantità di carica elettrica necessaria a ridurre a cromo metallico  0.693 moli di bicromato di potassio secondo la semireazione da bilanciare:

Cr₂O₇^2- + H⁺ → Cr + H₂O

La reazione bilanciata con il metodo delle semireazioni è:

Cr₂O₇^2- +14  H⁺ + 12 e^– → 2 Cr + 7 H₂O dal rapporto stechiometrico tra bicromato e cromo si ha che le moli di cromo che si depositeranno all’elettrodo sono pari a 0.693 ∙ 2 = 1.386

Per ottenere 2 moli di cromo sono necessarie 12 moli di elettroni:

moli di elettroni necessarie per ottenere 1.386 moli di cromo = 1.386 ∙ 12 / 2 = 8.316

poiché Q = F ∙ n _e^–

si ha: Q = 96490 C mol ^{-1  ∙} 8.316 mol = 8.024 ∙ 10⁵ C

Spesso in un’elettrolisi si misura la corrente elettrica piuttosto che la carica elettrica. Un coulomb è definito come la quantità di carica trasportata in un circuito elettrico in 1 secondo dal flusso di corrente di 1 ampere ovvero:

1 C = 1 A · s

–          Il perossido di idrogeno può essere ottenuto attraverso il processo di elettrolisi di una soluzione di acido solforico. La reazione all’anodo è:

2 H₂SO₄ → H₂S₂O₈ + 2 H⁺ + 2 e^–

Quando l’acido perossidisolforico formatosi è portato all’ebollizione si decompone secondo la reazione:

H₂S₂O₈ + 2 H₂O → 2 H₂SO₄ + H₂O₂

Calcolare la massa di perossido di idrogeno prodotta se una corrente di 0.893 A passa per 1 ora

Iniziamo con il convertire il tempo: 1 h = 3600 s

0.893 C/s ∙ 3600 s = 3215 C

1 Faraday = 96490 C

Quindi 3215 C / 96490 C/F = 0.0331 F

Dalle due reazioni sappiamo che per ogni mole di acido perossidisolforico si producono 2 moli di elettroni

0.0331/2 = 0.0166 moli di acido perossidisolforico

Dal rapporto 1:1 tra acido perossidisolforico e H₂O₂ si ha che le moli di H₂O₂ prodotte sono 0.0166 che corrispondono a 0.0166 mol ∙ 34.01 g/mol= 0.563 g