Elettrolisi, 6 esercizi svolti

Scopri 6 esercizi svolti sull’elettrolisi con diverse sfide da affrontare

L’elettrolisi è un processo fondamentale che permette la conversione di energia elettrica in energia chimica, durante il quale si verificano reazioni non spontanee. Questo processo si basa su reazioni di ossidoriduzione che avvengono all’interno di una cella di elettrolisi.

# Utilità dell’elettrolisi in diversi settori

L’elettrolisi viene ampiamente impiegata nell’industria per l’estrazione e la purificazione dei metalli, la produzione di sostanze chimiche come l’idrossido di sodio, il cloro e l’idrogeno, e nell’elettrodeposizione per rivestire un materiale solido con un sottile strato metallico.

# Struttura di una cella elettrolitica

Una cella elettrolitica è composta da un contenitore che ospita l’elettrolita, sia fuso che in soluzione, in cui sono immersi due elettrodi connessi a un generatore di corrente continua. Durante il processo, gli ioni positivi (cationi) si dirigono verso l’elettrodo negativo (catodo) dove si riducono, mentre gli ioni negativi (anioni) si spostano verso l’anodo positivo dove si ossidano.

# Principi fondamentali dell’elettrolisi

Le leggi sull’elettrolisi, formulate da Michael Faraday, stabiliscono che la quantità di sostanza decomposta è proporzionale alla quantità di elettricità che vi circola. Questo valore è determinato dall’intensità della corrente e dal tempo di passaggio.

# Equazioni e fattori chiave

Durante un processo di elettrolisi, la quantità di sostanza prodotta o consumata dipende dall’intensità della corrente (A), dal tempo (s) e dal numero di elettroni necessari per reagire con una mole di sostanza. Le equazioni che regolano queste relazioni sono:

– Ampere ∙ tempo = Coulomb
– 96500 Faraday = 1 Coulomb
– 1 Faraday = 1 mole di elettroni

Esercizi risolti sull’elettrolisi

1.

Calcolo dei volumi di idrogeno e cloro

Durante l’elettrolisi di una soluzione di cloruro di sodio con formazione di idrogeno e cloro, se si ottengono 40.0 cm³ di idrogeno, il volume di cloro generato sarà uguale (40.0 cm³).

2.

Determinare la massa di rame depositata

Calcolare la massa di rame depositata al catodo in una cella di elettrolisi in cui passa una corrente di 0.200 A per 2.0 ore in una soluzione di solfato di rame (II).

Con questi esercizi soluzioni, è possibile approfondire la comprensione dell’elettrolisi e mettere alla prova le proprie conoscenze. Buon lavoro!

Esercizi Risolti sull’Elettrolisi: Calcoli e Applicazioni Pratiche

In questo articolo, esploreremo diversi esercizi risolti sull’elettrolisi e analizzeremo i calcoli coinvolti per determinare quantità di sostanze prodotte durante il processo elettrolitico. Vedremo come calcolare il tempo necessario per depositare una certa quantità di rame da una soluzione elettrolitica, la massa di alluminio e il volume di ossigeno prodotti a seguito dell’elettrolisi dell’ossido di allumino, e infine, calcoleremo il volume di ossigeno e i coulomb necessari per la produzione di idrogeno e ossigeno dall’elettrolisi dell’acqua.

Calcolare il Tempo per il Deposito di Rame

Per determinare il tempo necessario per far depositare 0.0800 g di rame da una soluzione contenente rame (II) con una corrente di 0.500 A, dobbiamo seguire i seguenti passaggi:

– Determinare le moli di rame presenti nella soluzione.
– Calcolare le moli di elettroni coinvolti nella reazione.
– Calcolare la carica elettrica totale necessaria.
– Utilizzare la formula Q = i · t per trovare il tempo richiesto.

Massa di Alluminio e Volume di Ossigeno dalla Elettrolisi dell’Ossido

Nel secondo esercizio, calcoleremo la massa di alluminio formata e il volume di ossigeno prodotto dalla elettrolisi dell’ossido di allumino fuso. I passaggi includono:

– Determinare le moli di alluminio prodotte.
– Calcolare il rapporto stechiometrico tra l’ossido di allumino, l’alluminio e l’ossigeno.
– Calcolare la massa di alluminio e il volume di ossigeno prodotti.

Produzione di Idrogeno e Ossigeno dall’Elettrolisi dell’Acqua

Nell’ultimo esercizio, esamineremo la produzione di idrogeno e ossigeno dall’elettrolisi dell’acqua. I passaggi prevedono:

– Calcolare le moli di idrogeno prodotte.
– Determinare il volume di ossigeno prodotto.
– Calcolare le moli di elettroni necessarie per la produzione di idrogeno.
– Calcolare il volume di ossigeno e i coulomb necessari per la produzione di idrogeno e ossigeno.

In conclusione, attraverso questi esercizi sull’elettrolisi, abbiamo illustrato come applicare i principi della chimica per risolvere calcoli pratici legati alla produzione di sostanze mediante elettrolisi. Questi esempi consentono di comprendere meglio le relazioni tra carica elettrica, quantità di sostanza prodotta e tempi di reazione durante processi elettrochimici.Calcolo della quantità di elettricità trasferita in due celle elettrolitiche collegate in serie.

Nel caso in cui due celle elettrolitiche siano collegate in serie, è possibile calcolare la quantità di elettricità trasferita utilizzando i dati forniti.

Calcolo della quantità di elettricità:

Dato che 0.0198 g di argento sono prodotti al catodo della prima cella, è possibile calcolare il numero di moli di argento prodotti utilizzando la massa atomica dell’argento (107.87 g/mol):

0.0198 g / 107.87 g/mol = 1.84 · 10^-4 mol

Il numero di faraday per il processo può essere calcolato moltiplicando il numero di moli di argento per il rapporto 1 F/1 mol di argento:

1.84 · 10^-4 mol Ag * 1 F/1 mol Ag = 1.84 · 10^-4 F

Poiché la seconda cella è attraversata dallo stesso numero di faraday della prima cella, possiamo determinare il numero di moli di H₂ sviluppate al catodo della seconda cella. La reazione al catodo della seconda cella è 2 H₂O + 2 e^– → H₂ + 2 OH^–, il che implica che si forma 1 mole di H₂ per ogni 2 faraday.

Quindi, utilizzando i 1.84 · 10^-4 F calcolati precedentemente:

1.84 · 10^-4 F * 1 mole H₂/2 F = 9.20 · 10^-5 F

In conclusione, la quantità di elettricità trasferita corrisponde a 9.20 · 10^-5 F, che rappresenta le moli di H₂ sviluppate al catodo della seconda cella.