Elettrochimica 😰

Salve, mi chiedevo se la risoluzione del seguente esercizio fosse corretta:

calcolare la f.e.m. della pila che sfrutta la seguente reazione a pH = 2.000:  H2O2(aq) + Pb2+(aq)® PbO2(s) + H2O(l) Considerare la concentrazione delle specie [H2O2] e [Pb2+] pari a 0.500 mol/L. (E° H2O2/ H2O = + 1.78 V ;  E° Pb/Pb2+ = + 0.126 V)

Scrivo le due reazioni di riduzione

 H2O2 +2H+ + 2e- —> 2H20

Pb2+ + 2e- —> Pb

E(H2O2/H2O) = 1,78 - (0,0592/2) log (1/[H+]^2 [H2O2]) = 1,89V

E(Pb/Pb2+) = 0,126 - (0,0592/2) log (1/[Pb2+]) = 0,117 V

Anodo = Pb2+/Pb Catodo= H2O2/H2O

f.e.m. = Erid + Eox = (1,89-0,117)V = 1,77V

A mio parere la reazione scritta nel testo è sbagliata perché non è bilanciata:

H2O2(aq) + Pb2+(aq) --> PbO2(s) + H2O(l)

Inoltre non capisco perché venga fornito l'E° della semicoppia Pb/Pb2+ dato che il Pb(s) non compare nella reazione.

Sempre a mio parere è:

Pb2+ + 2 H2O(l) --> PbO2(s) + 4 H+ + 2 e-........................................E° = 1,455 V

H2O2(aq) + 2 H+ + 2 e- --> 2 H2O(l)..................................................E° = 1,776 V

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Pb2+ + H2O2(aq) --> PbO2(s) + 2 H+................................................ΔE° = 0,321 V

E(pila) = 0,321 - 0,05916/2 · log (0,01^2 / 0,500^2) = 0,422 V