Processo di elettrolisi: esercizi svolti

Il Processo di Elettrolisi e le Sua Applicazione in Chimica

Durante un processo di elettrolisi, avviene una reazione chimica non spontanea che comporta la trasformazione di energia elettrica in energia chimica. Per calcolare la relazione tra la massa di un elettrolita depositato su un elettrodo e le cariche ad esso associate, è necessario utilizzare una cella di elettrolisi, un misuratore di corrente elettrica, un generatore e un orologio.

Tenendo conto del tempo impiegato dalla corrente per attraversare il circuito, è possibile determinare la carica che attraversa il sistema. Durante l’esperimento, si pesano gli elettrodi all’inizio e si annota il tempo di chiusura del circuito. Il passaggio della corrente determina la formazione di uno strato sull’elettrodo connesso al polo negativo della cella, mentre l’elettrodo collegato al polo positivo si assottiglia.

Il Ruolo della Carica di Faraday in Elettrochimica

Nella semireazione considerata, Ag+ + 1 e- → Ag(s), quando 1 mole di ione argento si deposita sull’elettrodo, si forma 1 mole di argento metallico equivalente all’acquisizione di 1 mole di elettroni. La carica di un elettrone è di 1.6022 ∙ 10-19 C, e moltiplicando per il numero di Avogadro si ottiene la costante di Faraday: F = 9.649 ∙ 104 C mol-1.

Relazione tra Carica Elettrica e Numero di Elettroni

La carica elettrica Q che passa attraverso l’elettrodo è legata al numero di elettroni tramite l’equazione: F = Q / ne-. Il passaggio di 96490 C è necessario per ridurre 1 mole di argento al catodo.

Esercizi Pratici sull’Elettrolisi

– Calcolo della quantità di carica elettrica per ridurre 0.693 moli di bicromato di potassio a cromo metallico secondo la semireazione: Cr2O72- + H+ → Cr + H2O. La reazione bilanciata con il metodo delle semireazioni è: Cr2O72- + 14 H+ + 12 e- → 2 Cr + 7 H2O. Le moli di cromo depositate sono pari a 1.386.

Per ulteriori informazioni sul processo di elettrolisi e le sue applicazioni in chimica, è consigliabile consultare fonti specializzate nel settore.

Calcoli elettrolisi: produzione di perossido di idrogeno

Nell’elettrolisi, la quantità di elettroni necessaria per ottenere una certa quantità di sostanza può essere calcolata con la formula Q = F ∙ n_e^–. Ad esempio, se vogliamo determinare la quantità di carica necessaria per ottenere 1.386 moli di cromo, utilizziamo la formula: Q = 96490 C mol^-1 ∙ 8.316 mol = 8.024 ∙ 10⁵ C.

Processo di produzione di perossido di idrogeno

Il perossido di idrogeno può essere prodotto attraverso l’elettrolisi di una soluzione di acido solforico, dove la reazione all’anodo è: 2 H₂SO₄ → H₂S₂O₈ + 2 H⁺ + 2 e^–.

Successivamente, l’acido perossidisolforico formatosi viene portato all’ebollizione e si decompone secondo la reazione: H₂S₂O₈ + 2 H₂O → 2 H₂SO₄ + H₂O₂.

Calcolo della produzione di perossido di idrogeno

Per calcolare la produzione di perossido di idrogeno quando una corrente di 0.893 A passa per 1 ora, convertiamo innanzitutto il tempo: 1 h = 3600 s. Quindi, 0.893 C/s ∙ 3600 s = 3215 C. Sapendo che 1 Faraday corrisponde a 96490 C, otteniamo che 3215 C / 96490 C/F = 0.0331 F.

Poiché per ogni mole di acido perossidisolforico si producono 2 moli di elettroni, possiamo calcolare che 0.0331/2 = 0.0166 moli di acido perossidisolforico. Considerando il rapporto 1:1 tra acido perossidisolforico e H₂O₂, otteniamo che le moli di H₂O₂ prodotte sono 0.0166, corrispondenti a 0.0166 mol ∙ 34.01 g/mol = 0.563 g.

Questi calcoli mostrano i passaggi necessari per determinare la produzione di perossido di idrogeno in un processo di elettrolisi.