Esercizi svolti sull’elettrochimica (II)

Elettrochimica: Risoluzione di Esercizi Svolti

Molti esercizi di elettrochimica si riferiscono a problemi attinenti all’elettrolisi, un processo tramite il quale l’energia elettrica si converte in energia chimica mediante reazioni non spontanee. Per la risoluzione di esercizi sulla trattazione quantitativa dell’elettrolisi ci si avvale delle leggi di Faraday. Queste leggi stabiliscono che la massa di un elemento depositata agli elettrodi è proporzionale alla quantità di elettricità che passa nella soluzione, e che le masse di diversi elementi depositati dalla stessa quantità di elettricità sono proporzionali ai loro grammo-equivalenti.

Nei casi più semplici di questi esercizi, vengono forniti il tempo e la corrente erogata. Nei casi più complessi, invece, bisogna tener conto del pH, della sovratensione di deposito e di altre grandezze.

Esercizio 1

Una soluzione acquosa di AuCl3 viene elettrolizzata con una corrente costante di 1.50 A. È depositato 1.30 g di oro metallico al catodo, e si sviluppa ossigeno gassoso all’anodo. Si devono calcolare: (a) la massa di ossigeno ottenuto; (b) il corrispondente volume di ossigeno a STP; (c) il numero di coulomb passati; (d) il tempo di durata dell’elettrolisi.

Esercizio 2

Si deve calcolare il tempo necessario affinché si depositino al catodo 4.00 g di antimonio metallico sottoponendo a elettrolisi una soluzione di tricloruro di antimonio SbCl3 con una corrente costante di 4.00 A.

Esercizio 3

Una soluzione acquosa di NaCl viene elettrolizzata per 4 ore e mezza con un’intensità di corrente pari a 40 mA usando un catodo di ferro e un anodo di grafite. Si vuole calcolare la quantità di cloro che si sviluppa all’anodo della cella nei due casi: (a) rendimento di corrente 100%; (b) rendimento di corrente 80%.

Esercizio 4

In una cella elettrolitica è contenuta una soluzione a pH = 2.0 che è 0.010 M in ioni Cu2+, 0.10 M in ioni Cd2+ e 1.0 M in ioni Ag+, sottoposta ad elettrolisi con due elettrodi di platino. Si deve indicare l’ordine di scarica catodica dei cationi coinvolti e calcolare la tensione minima Vd che deve essere applicata agli elettrodi della cella affinché inizi la riduzione catodica degli ioni Ag+ alla temperatura di 25°C.

Esercizio 5

Sottoponendo a elettrolisi una soluzione acquosa acida contenente ioni Cd2+ e ioni Ni2+ tutti in concentrazione 1.0 M, si vuole verificare se avviene la codeposizione catodica cadmio + nichel prima che tutti gli ioni Cd2+ siano stati ridotti al catodo.

In tutti questi esercizi, vengono applicate le leggi di Faraday e le equazioni appropriate per risolvere i problemi di elettrochimica.

Elettrolisi di una soluzione acquosa di MgBr₂ a pH=0:

Calcolo della tensione minima

Nell’elettrolisi di una soluzione acquosa di sali, il calcolo della tensione minima da applicare alla cella elettrolitica è un processo fondamentale. In questo contesto, verrà analizzata l’elettrolisi di una soluzione acquosa di MgBr₂ a pH=0.

Le specie chimiche presenti nella soluzione includono Mg²⁺; Br^–; H⁺; OH^–; H₂O.

Le reazioni catodiche di riduzione possibili sono:
– a) Mg²⁺ + 2 e^– → Mg, con potenziale standard E° = -2.38 V
– b) 2 H⁺ + 2 e^– → H_{2 gas}, con potenziale standard E° = 0.00 V
– c) 2 H₂O + 2 e^– → H_{2 gas} + 2 OH^– , con potenziale standard E° = -0.83 V

Le reazioni anodiche di ossidazione possibili sono:
– d) 2 Br^– → Br₂ + 2 e^–, con potenziale standard E° = 1.09 V
– e) 4 OH^– → O_{2 gas} + 2 H₂O + 4 e^–, con potenziale standard E° = 0.40 V
– f) 2 H₂O → O_{2 gas} + 4 H⁺ + 4 e^–, con potenziale standard E° = 1.229 V

In condizioni fortemente acide, la reazione catodica più probabile è quella di riduzione degli ioni H⁺, mentre quella anodica più probabile è l’ossidazione degli ioni Br^–.

Pertanto, la tensione minima richiesta per elettrolizzare la soluzione di MgBr₂ a pH=0 sarà V_t = E_an – E_cat = 1.09 – 0.00 = 1.09 V.