Elettrochimica. Esercizi svolti
L’elettrochimica è quel settore della chimica che si occupa di processi che avvengono con scambio di elettroni tramite un circuito esterno. L’elettrochimica nacque grazie ad Alessandro Volta che, riprendendo gli studi di Luigi Galvani, inventò la pila
Molti esercizi di elettrochimica si riferiscono a problemi attinenti l’elettrolisi processo tramite il quale l’energia elettrica si converte in energia chimica in cui avvengono reazioni non spontanee.
L’elettrochimica studia infatti l’impiego di energia elettrica per promuovere reazioni non spontanee e l’impiego di reazioni spontanee per produrre energia elettrica
Leggi di Faraday
Per la trattazione quantitativa dell’elettrolisi ci si avvale delle leggi di Faraday:
1) La massa di un elemento che si deposita agli elettrodi è proporzionale alla quantità di elettricità che passa nella soluzione
2) Le masse di diversi elementi depositati dalla stessa quantità di elettricità sono proporzionali ai loro grammo-equivalenti. Nello specifico, per decomporre un equivalente di sostanza occorrono 96500 Coulomb. A tale quantità di elettricità si dà il nome di Faraday.
Per gli opportuni calcoli si tenga conto che un ampere di corrente elettrica rappresenta il passaggio di un coulomb di carica al secondo. Il prodotto della corrente per il tempo fornisce la quantità totale di carica elettrica trasferita.
Esercizi di elettrochimica
1) Calcolare il volume di ossigeno formato dopo il passaggio in una soluzione acida di una corrente di 5.0 A per 25 minuti alla temperatura di 25°C e alla pressione di 1 atm
Consideriamo le reazioni che avvengono agli elettrodi:
(-) catodo: 4 H+ + 4 e– → 2 H2
(+) anodo: 4 OH– → 2 H2O + O2 + 4 e–
Il tempo, espresso in secondi, è pari a 25 min ∙ 60 s/min = 1500 s
La quantità di elettricità, espressa in Coulomb, è data da:
Q = 5.0 A ∙ 1500 s = 7500 C
1 mole di elettroni corrisponde a 96500 C pertanto:
7500/ 96500 = 0.0777 moli
Dalla semireazione di ossidazione abbiamo che, per ogni mole di ossigeno formata, sono occorse 4 moli di elettroni quindi le moli di ossigeno formate sono pari a:
0.0777/4 = 0.0194 moli di O2
T = 25 + 273 = 298 K
Dall’equazione di stato dei gas ideali si ha:
V = nRT/p = 0.0194 ∙ 0.08206 ∙ 298 / 1 atm = 0.475 L
2) Durante l’elettrolisi di una soluzione di cloruro di sodio viene fatta passare una corrente di 2.0 A per 2.0 min. Calcolare:
a) Il volume di idrogeno prodotto a STP
b) Il volume di cloro prodotto a STP
Consideriamo le reazioni che avvengono agli elettrodi:
(-) catodo: 2 H+ + 2 e– → H2
(+) anodo: 2 Cl– → Cl2 + 2 e–
Il tempo, espresso in secondi, è pari a 2.0 min ∙ 60 s/min = 120 s
La quantità di elettricità, espressa in Coulomb, è data da:
Q = 2.0 A ∙ 120 s = 240 C
1 mole di elettroni corrisponde a 96500 C pertanto:
240/ 96500 = 0.00249 moli di elettroni
Dalla semireazione di ossidazione abbiamo che, per ogni mole di idrogeno formata, sono occorse 2 moli di elettroni quindi le moli di idrogeno formate sono pari a:
0.00249/2 = 0.00124
Ricordando che a STP una mole di gas occupa un volume di 22.4 L si ha
Volume di idrogeno = 0.00124 ∙ 22.4 = 0.0278 L
Il volume di Cl2 di idrogeno è pari a quello di H2
3) Una soluzione di NaCl è attraversata da una corrente di 6.0 A a 25 °C e a 1 atm. Calcolare il tempo necessario affinché siano prodotti 2.0 dm3 di cloro.
Consideriamo la reazione che avviene all’anodo:
(+) anodo: 2 Cl– + 2 e– → Cl2
Le moli di cloro che si desidera siano prodotte sono:
n = pV/RT = 1 atm∙2.0/ 0.08206 ∙ 298 K=0.0818
per ogni mole di cloro svolta all’anodo vengono consumate 2 moli di elettroni
moli di elettroni = 2 ∙ 0.0818 = 0.164
passiamo ai Coulomb:
0.164∙96500 = 15826 C
t = 15826 / 6.0 A = 2638 s
4) Quando una soluzione diluita di H2SO4 viene elettrolizzata viene prodotto O2 all’anodo e H2 al catodo.
a) Scrivere le due semireazioni e la reazione completa
b) Calcolare i coulomb di carica passati nella cella in 100 minuti se la corrente è di 10.0 A
c) Sapendo che l’entalpia standard di formazione ΔH° di H2O (g) è – 242 kJ/mol calcolare quanto calore viene prodotto dalla combustione completa a 298 K a 1.00 atm dell’idrogeno prodotto
a)
(-) catodo: 4 H+ + 4 e– → 2 H2
(+) anodo: 2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e–
Reazione completa:
2 H2O → O2 + 2 H2
b) Il tempo, in secondi, è pari a 100 min / 60s/min = 6000 s
Coulomb = 10.0 A ∙ 6000 s = 60000 C
Faraday = 60000/ 96500 = 0.622
Nella reazione sono coinvolti 4 elettroni:
0.622/4 = 0.156 moli di O2 prodotte
c) Il rapporto stechiometrico tra O2 e H2 è di 1:2 pertanto le moli di H2 sono 0.156 ∙ 2 = 0.312
0.312 mol ∙ (- 242 kJ/mol) = – 75.5 kJ
