Sono proposti 6 esercizi svolti sull’elettrolisi con livello di difficoltà crescente.
L’elettrolisi è un processo attraverso il quale avviene la conversione di energia elettrica in energia chimica in cui avvengono reazioni non spontanee. I processi elettrolitici avvengono in una cella di elettrolisi in cui avvengono reazioni con scambio di elettroni ovvero reazioni di ossidoriduzione.
L’elettrolisi è largamente utilizzata in campo industriale per l’estrazione e la purificazione dei metalli, per ottenere sostanze chimiche come l’idrossido di sodio, il cloro e l’idrogeno, nell’elettrodeposizione, processo utilizzato per ottenere un rivestimento metallico su un substrato solido attraverso la riduzione dei cationi di quel metallo mediante una corrente elettrica continua.
Una cella elettrolitica è costituita da un recipiente contenente l’elettrolita allo stato fuso o in soluzione in cui sono immersi due elettrodi collegati a un generatore di corrente continua.
Quando i due elettrodi, collegati ai poli del generatore, sono immersi nella soluzione, in questa si verifica una doppia migrazione degli ioni presenti nelle soluzioni elettrolitiche: gli ioni positivi, i cationi vengono attratti dall’elettrodo negativo ovvero dal catodo dove acquistano elettroni riducendosi mentre gli ioni negativi, gli anioni vengono attratti dal polo positivo, l’anodo dove cedono elettroni ossidandosi.
Le leggi sull’elettrolisi furono proposte da Michael Faraday il quale verificò che l’ammontare di un elettrolita decomposto durante il processo di elettrolisi è proporzionale alla quantità totale di elettricità circolata q = i Δt dove i è l’intensità di corrente e Δt è l’intervallo di tempo in cui tale corrente è circolata.
Si tenga conto che la quantità di sostanza prodotta o consumata nel corso di un’elettrolisi dipende da tre fattori:
Intensità di corrente elettrica espressa in ampere (A = Coulomb/s)
Tempo dell’elettrolisi (s)
Numero di elettroni necessari a produrre o consumare una mole di sostanza
Le equazioni che mettono in relazione questi fattori sono:
Ampere ∙ tempo = Coulomb
96500 Faraday = 1 Coulomb
1 Faraday = 1 mole di elettroni
6 esercizi svolti sull’elettrolisi
- Durante il processo di elettrolisi di una soluzione acquosa di cloruro di sodio con formazione di idrogeno e cloro si ottengono 40.0 cm3 di idrogeno. Calcolare il volume di cloro ottenuto
Le due semireazioni sono 2 H+ + 2 e– → H2 e 2 Cl– → Cl2 + 2 e–
Poiché il numero di elettroni coinvolti in entrambe le semireazioni è lo stesso si otterrà lo stesso volume di cloro ovvero 40.0 cm3
- Calcolare la massa di rame che si deposita al catodo in una cella di elettrolisi se una corrente di 0.200 A viene fatta passare per 2.0 h in una soluzione di solfato di rame (II)
La semireazione di riduzione che avviene al catodo è Cu2+ + 2 e– → Cu
Il tempo è pari a 2.00 h ( 3600 s/h) = 7200 s
Q = i · t = 0.200 C/s (7200 s) = 1440 C
1440 C/96500 C/F = 0.0149 F che corrispondono alle moli di elettroni passati nel circuito. Poiché per ogni mole di rame ottenuta occorrono 2 moli di elettroni le moli ottenute sono:
0.0149/2 = 0.00745 moli di Cu
Massa di Cu = 0.00745 mol · 63.546 g/mol = 0.473 g
- Calcolare il tempo necessario per far depositare 0.0800 g di rame da una soluzione contenente rame (II) se è fatta passare una corrente di 0.500 A
La semireazione di riduzione è: Cu2+ + 2 e– → Cu
Le moli di rame sono pari a 0.0800 g/63.546 g/mol = 0.00126
Le moli di elettroni occorse sono pari a 0.00126 · 2 = 0.00252 che corrispondono a 0.00126 F
0.00126 F · 96500 C/F =243 C
Da cui t = Q/i = 243/0.5 = 486 s
- L’ossido di allumino allo stato fuso viene sottoposto a elettrolisi. Calcolare la massa di alluminio formatasi e il volume di ossigeno prodotto a STP quando sono stati usati 10.2 g dell’ossido
Le moli di Al2O3 sono pari a 10.2 g/102 g/mol = 0.100
le due semireazioni sono:
Al3+ + 3 e– → Al
O2- → O2 + 2 e–
La reazione bilanciata è 2 Al2O3 → 4 Al + 3 O2
Il rapporto stechiometrico tra Al2O3 e Al è di 2:4 ovvero di 1:2; il rapporto stechiometrico tra Al2O3 e O2 è di 2:3 ovvero di 1:1.5
Dall’elettrolisi di 0.100 moli di Al2O3 si ottengono 0.100 · 2 = 0.200 moli di Al e 0.100 · 1.5= 0.150 moli di O2
La massa di alluminio prodotta è quindi pari a 0.200 mol · 27 g/mol = 5.4 g
A STP una mole di qualsiasi gas occupa un volume di 22.4 L; pertanto il volume di ossigeno prodotto è pari a 0.150 mol · 22.4 L/mol = 3.36 L
- Dall’elettrolisi dell’acqua si ottengono 20.0 L di idrogeno gassoso misurati alla pressione di 1.00 atm e alla temperatura di 298 K. Calcolare il volume di ossigeno prodotto e i coulombs necessari
Per calcolare le moli di idrogeno si utilizza l’equazione di stato dei gas ideali:
n = pV/RT = 1.00 · 20.0/0.08206·298 = 0.818
La reazione di elettrolisi dell’acqua è 2 H2O → 2 H2 + O2
Il rapporto stechiometrico tra H2 e O2 è di 2:1 pertanto il volume di O2 è pari a:
20.0 · 1/2 = 10.0 L
La semireazione che avviene al catodo che comporta la formazione di H2 è:
2 H2O + 2 e– → H2 + 2 OH–
Ciò implica che per ottenere 1 mole di H2 occorrono 2 moli di elettroni. Le moli di elettroni necessarie a produrre 0.818 moli di H2 sono pari a 2 · 0.818 = 1.64 pari a 1.64 F di elettricità 96500 C/F = 1.58 · 105 C
- Si supponga di avere collegare in serie due celle elettrolitiche in cui nella prima si sottopone a elettrolisi il nitrato di argento e nella seconda cella cloruro di sodio. Se si ottengono 0.0198 g di argento al catodo della prima cella calcolare le moli di H2 sviluppate al catodo della seconda cella.
Nella prima cella la semireazione di riduzione dello ione argento è Ag+ + 1 e– → Ag
Il numero di moli di Ag prodotte sono pari a 0.0198 g/107.87 g/mol = 1.84 · 10-4
Pertanto il numero di faradays sono pari a:
(1.84 · 10-4 mol Ag)( 1 F/1 mol Ag) = 1.84 · 10-4 F
La seconda cella è attraversata dallo stesso numero di faraday. La semireazione che avviene in essa al catodo è 2 H2O + 2 e– → H2 + 2 OH– e ciò implica che si forma 1 mole di H2 per ogni 2 faradays. Quindi se passano 1.84 · 10-4 F si ottengono:
(1.84 · 10-4 F) ( 1 mole H2/ 2 F) = 9.20 · 10-5 F