Esercizio elettrolisi

Myttex Forum ha chiuso definitivamente. Non è più possibile inviare messaggi, ma il contenuto è ancora consultabile in questo archivio.

LucaAbete

2020-04-10 11:58

Salve, sapreste aiutarmi a risolvere questo tipo di esercizi sull'elettrolisi? grazie in anticipo! :-) Per quanto tempo deve essere condotta l’elettrolisi di una soluzione che contiene AgNO3 (1M, pH=3), se con una corrente di 10 A  si vogliono ottenere 30 g di metallo?  Qual è la massa di prodotto che si ottiene contemporaneamente all'anodo? Io ho provato a risolvere l'esercizio convertendo i 30g di metallo in mol di Ag; ho scritto la semireazione di riduzione dell'argento e ho traformato il pH in concentrazione molare deglio ioni H+. Non riesco però a capire come sfruttare l'equazione di Nerst per calcolare i potenziali di riduzione.

LuiCap

2020-04-10 12:37

Devi leggere il Regolamento della sezione Esercizi.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: LucaAbete

LuiCap

2020-04-10 16:43

Per rispondere a quanto viene richiesto non serve calcolare i potenziali di riduzione attraverso l'equazione di Nernst.

L'elettrolisi è il processo in cui una reazione viene condotta nella sua reazione non spontanea mediante l'applicazione di una corrente elettrica:

anodo (+), ossidazione.......1 x (2 H2O(l) --> O2(g) + 4 H+ + 4 e-)....................E° = 1,23 V

catodo (-), riduzione...........4 x ( Ag+ + e- --> Ag(s)......................E° = 0,80 V

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

2 H2O(l) + 4 Ag+ --> O2(g) + 4 H+ + 4 Ag(s)

n Ag(s) = 30 g / 107,87 g/mol = 0,278 mol Ag = mol di e- che occorrono

Poiché 1 elettrone trasporta una carica di 96485 C/mol (= 1 F) avremo:

q = n e- · F = 0,278 mol · 96485 C/mol = 26834 C = 26834 A·s

Poiché nel sistema circola una corrente di 10 A, il tempo necessario sarà:

t = q / I = 26834 A·s / 10 A = 2683 s

All'anodo si produce ossigeno gassoso:

n O2 = n Ag/4 = 0,278 mol/4 = 0,0695 mol O2

m O2 = 0,0695 mol · 32 g/mol = 2,22 g O2

Se proprio ti interessa calcolare il voltaggio che deve essere applicato affinché possa avvenire la reazione non spontanea, i potenziali dei due semielementi sono:

Ecatodo(Ag+/Ag) = 0,80 + 0,05916 log 1 = 0,80 V

Eanodo(H2O/O2) = 1,23 + 0,05916/4 log (10^-3)^4 = 1,05 V

Ecatodo - E anodo = 0,80 - 1,05 = -0,25 V

Per far avvenire l'elettrolisi si deve applicare un voltaggio più positivo do 0,25 V mediante un alimentatore esterno.

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: LucaAbete

LucaAbete

2020-04-10 21:01

Grazie mille per la risposta!

Quindi sostanzialmente la concentrazione molare del composto e il pH della soluzione erano dati superflui?

LuiCap

2020-04-11 08:22

A mio parere sì. ;-)

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: LucaAbete

LuiCap

2020-04-11 11:05

Altro metodo per calcolare la massa di O2 che si produce all'anodo:

n e- = I · t / F = 10 C/s ·2683 s / 96485 C/mol = 0,278 mol e-

n O2 = mol e-/4 = 0,278 mol / 4 = 0,0695 mol O2

m O2 = 0,0695 mol · 32 g/mol = 2,22 g

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: LucaAbete

LucaAbete

2020-04-11 14:56

Mi scusi ma all'anodo non si ossida NO3- avendo un potenziale di riduzione minore di quello dell'acqua?

Luca

LuiCap

2020-04-11 16:54

Non può ossidarsi lo ione NO3(-) perché l'azoto è già al suo massimo numero di ossidazione + 5. :-(

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: LucaAbete

LucaAbete

2020-04-12 15:52

Grazie mille per la risposta, è stata molto chiara :-)

LucaAbete

2020-04-13 09:49

Purtroppo c'è un altro esercizio che non sono sicuro di essere riuscito a risolvere correttamente...

Quale massa di prodotto si deposita al catodo, a partire da una soluzione che contiene CuCl2 in concentrazione 1M (pH=2), se l’elettrolisi viene condotta per 40 minuti con una corrente di 8 A?

Personalmente ho considerato solo la reazione di riduzione di Cu(2+) trovando che la massa di prodotto depositata al catodo è di 6,32g...

Sapreste dirmi se ho svolto l'esercizio correttamente?

Grazie in anticipo  :-)

LuiCap

2020-04-13 10:57

Sì, è corretto.

La concentrazione del CuCl2 e il pH ti servono per capire quale gas si scarica all'anodo. Sei in grado di dimostrarlo???

LucaAbete

2020-04-13 12:08

Penso di dover utilizzare l'equazione di Nerst per calcolare i potenziali di riduzione delle due semireazioni che producono una Cloro e l'altra Ossigeno, e quella con il potenziale minore sarà quella che avverrà.

però sinceramente non so quali concentrazioni molari inserire all'interno delle due equazioni...

LuiCap

2020-04-13 15:57

Nel'equazione di Nernst (non Nerst):

- per i liquidi e solidi puri la concentrazione (attività) è sempre unitaria;

- per i gas si utilizza la pressione parziale alla quale si sviluppano; in questo caso, visto che non vengono date informazioni, si assume che sia di 1 atm;

- per le specie ioniche si utilizzano le loro concentrazioni molari.

[Cu2+] = 1 mol/L

[Cl-] = 2 mol/L

[H+] = 10^-2 mol/L

[H2O](l) = [Cu](s) = 1 mol/L

p(Cl2) = p(O2) = p(H2)= 1 atm

I seguenti utenti ringraziano LuiCap per questo messaggio: LucaAbete