Elettrochimica - I blog di Unica

A) Calcolare la forza elettromotrice a 40 ° C della p ila:
Pt (H2) PH2=1 atm / HCl (0.01 M) // ZnSO4 (0.3 M) / Zn
E 0 (Zn +2 /Zn) = -0.76 V
Soluzione
Per stabilire la polarità della pila ci basiamo sul valore del potenziale standard di riduzione
dei due semielementi. Poiché uno dei due semielementi è l’elettrodo ad idrogeno il suo
potenziale standard sarà pari a zero volt ed è quindi il semielemento con il potenziale
standard più positivo; conseguentemente l’idrogeno sarà ridotto e lo zinco sarà ossidato:
CATODO 2H + + 2e - H2(g)
ANODO Zn Zn 2+ + 2e -
La redox complessiva sarà
2H + + Zn Zn 2+ + H2(g)
Per il calcolo della forza elettromotrice utilizziamo l’equazione di Nernst applicata ai singoli
semielementi:
0
E = E +
RT
zF
ln
( )
( ) b
forma ossidata
forma ridotta
Per l’idrogeno avremo quindi:
E
+
H / H
2
= E
0 +
H / H
2
+
RT [ H ]
+ ln
2F
P
mentre per lo zinco si ha:
E
Zn
2+
/ Zn
= E
0
Zn
2+
/ Zn
+
H
2
2
RT
ln[ Zn
2F
a
8.
31⋅
313.
2 [ 0.
01]
= ln
2 ⋅96500
1
2+
La forza elettromotrice sarà quindi
Δ +
2
E = E + − E 2 =
H / H Zn / Zn
−0.
124
2
= −0.
124 V
8.
31⋅
313.
2
] = −0.
76 + ln[ 0.
3]
= −0.
776 V
2 ⋅ 96500
− ( −0.
776)
=
0.
652
Lo stesso risultato si sarebbe potuto ottenere applicando l’equazione di Nernst alla
reazione redox complessiva:
ΔE
=
( E
2+
RT [ Zn ] ⋅ P
) − ln
+ 2
2F
[ H ]
0 0
+
2+
2
H / H − E 2 Zn / Zn
H
=
V
0.
76
8.
31⋅
313.
2 [ 0.
3]
⋅1
− ln =
2
2 ⋅96500
[ 0.
01]
0.
652
V

B) Durante un processo di elettrolisi di una soluzione acquosa di H2SO4 si sono svolti al
catodo 0.5 m 3 di H2 a condizioni STP. Quale quantità di corrente ha attraversato la cella?
Se la cella ha lavorato con una intensità di corrente pari a 1.2 A determinare per quanto
tempo è stata protratta l’elettrolisi.
Soluzione:
La reazione catodica di evoluzione di idrogeno è la seguente:
2H + + 2e - H2(g)
Per determinare la quantità di carica che ha attraversato la cella applichiamo la legge di
Faraday:
Q=nmoli*z*F
Dove n è il numero di moli ridotte, z è il numero di elettroni scambiati nella reazione di
riduzione ed F è la costante di Faraday.
Il numero di moli ottenute nel processo si può determinare considerando il volume di
idrogeno in condizioni standard:
PV = nRT
n =
PV
RT
1atm
⋅ 0.
5 ⋅10
l
=
=
l ⋅ atm
0.
082 273.
2 K
mol⋅
K
3
22.
32
Dato che per ogni mole di idrogeno ottenuta sono necessari 2 elettroni la quantità di carica
sarà:
Q=22.32*2*96500=4.3 10 6 C
Poiché la quantità di carica è pari al prodotto tra l’intensità di corrente ed il tempo di
elettrolisi:
Il tempo sarà:
Q=I*t
t=Q/I = 4.3 10 6 C/1.2 A = 3.58 10 6 s = 995 h

Esercizi proposti:
1) Calcolare la forza elettromotrice a 50 °C della pila:
Ag / AgNO3 (0.05 M) // Cd(NO3)2 (0.25 M) / Cd
E 0 (Ag + /Ag) = 0.8 V E 0 (Cd +2 /Cd) = -0.4 V
2) Quanti g di zinco si sono disciolti all’anodo di una pila se questa ha erogato una
corrente 100 mA per 10 ore?
3) Calcolare la forza elettromotrice a 40 ° C della pila:
Cu / CuSO4 (0.015 M) // AgNO3 (0.05 M) /Ag
E 0 (Cu +2 /Cu) = 0.34 V E 0 (Ag + /Ag) = 0.8 V
4) Per quanto tempo deve essere protratta l’elettrolisi di una soluzione di solfato di rame
per ottenere un deposito di rame di 10 g se la cella opera con una corrente costante pari a
0.35 A?
5) Calcolare la forza elettromotrice a 25 °C della pila:
Cd /Cd(NO3)2 (0.2 M) // ZnSO4 (0.3 M) / Zn
E 0 (Cd +2 /Cd) = -0.4 V E 0 (Zn +2 /Zn) = -0.76 V
6) Una pila Daniell
Zn/ ZnSO4 (0.3 M) // CuSO4 (0.015 M)/ Cu
ha erogato una intensità di corrente pari a 0.1 A per 30 ore. Come è variato il peso degli
elettrodi?
7) Calcolare la forza elettromotrice a 50 ° C della pila:
H2 (Pt) PH2=1 atm / HClO (0.1 M) // HCl (0.1 M) / H2 (Pt) PH2=1 atm
Sapendo che HClO è un acido debole e la sua costante vale Ka (HClO) = 3.8 10 -8
8) Una soluzione acquosa di H2SO4 0.1 M e CuSO4 0.1 M viene sottoposta ad elettrolisi.
Le reazioni che avvengono agli elettrodi sono:
Cu +2 + 2e- → Cu
H2O → ½ O2 + 2H + + 2e-
Quanti grammi di rame si sono depositati al catodo e quanti litri (a 25°C e 1 atm) di O 2 si
sono svolti all’anodo se la cella è attraversata da una corrente di 100 mA per 10 ore?

Soluzioni
1)
ΔE=1.13 V
2)
1.22 grammi
3)
ΔE=0.43 V
4)
24.12 ore
5)
ΔE=0.35 V
6)
L’elettrodo di rame ha incrementato il suo peso di 3.55 grammi mentre quello di zinco ha
ridotto il suo peso di 3.66 grammi.
7)
ΔE=0.20 V
8)
grammi di rame= 1.18; litri di ossigeno=0.23