Elettrolisi: esercizi svolti, applicazioni delle leggi di Faraday

Il Processo di Elettrolisi e le Sue Leggi

L’elettrolisi è un importante processo che permette la conversione dell’energia elettrica in energia chimica attraverso reazioni non spontanee. Questo processo è regolato dalle leggi dell’elettrolisi, proposte da Michael Faraday, il quale ha scoperto che la quantità di elettrolita decomposto è proporzionale alla quantità di elettricità che vi circola.

I Fondamenti delle Leggi di Faraday

Faraday ha stabilito che la quantità di sostanza depositata durante l’elettrolisi è direttamente proporzionale alla quantità di carica elettrica (q = i Δt) passata attraverso l’elettrolita. Qui, i rappresenta l’intensità di corrente elettrica e Δt l’intervallo di tempo in cui la corrente è stata applicata.

I Relazioni tra le Leggi dell’Elettrolisi e le Equazioni Chimiche

Per risolvere esercizi riguardanti l’elettrolisi, è necessario avere conoscenza di diverse equazioni fondamentali, come l’equazione di Nernst e l’equazione di stato dei gas. Queste equazioni aiutano a comprendere come e quando devono essere applicate durante il processo di elettrolisi.

Esercizi Pratici sull’Elettrolisi

1) Calcolare il tempo necessario affinché 1.54 g di argento vengano depositati durante l’elettrolisi di una soluzione di AgNO3 1.00 M utilizzando un anodo di argento e un catodo di platino, con una corrente di 1.00 ampere.

2) Determinare il peso di cromo depositato in una soluzione di Cr(NO3)3 1.00 M, utilizzando un anodo di cromo e un catodo di platino con le stesse condizioni della cella precedente.

3) Calcolare il volume di ossigeno sviluppato a condizioni standard all’anodo in una cella dove sono presenti due elettrodi di platino, partendo dal deposito di 0.0143 moli di argento.

In ogni esercizio, si applicano le leggi di Faraday e le equazioni chimiche per determinare i risultati richiesti, dimostrando così l’applicazione pratica di tali concetti nell’elettrolisi.

Conclusione

L’elettrolisi e le leggi ad essa associate sono concetti fondamentali in chimica che trovano applicazione pratica in molteplici campi. Attraverso esercizi di calcolo come quelli proposti, è possibile comprendere in maniera più approfondita il funzionamento di questo processo e la sua importanza nella trasformazione dell’energia elettrica in energia chimica.

Elettrolisi dell’H₂SO₄ e Calcolo dei Coulomb e del Calore Sviluppato

Quando si elettrolizza una soluzione diluita di acido solforico (H₂SO₄), si ottiene ossigeno (O₂) all’anodo e idrogeno (H₂) al catodo.

# Reazioni Elettrolitiche:

– Anodo: 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻
– Catodo: 2 H₂O + 2 e⁻ → H₂ + 2 OH⁻
– Complessiva: 2 H₂O → 2 H₂ + O₂

# Calcoli Effettuati:

– La corrente di 10.0 A per 100 minuti equivale a 60000 Coulomb.
– I Faraday ottenuti sono 0.622, producendo 0.155 moli di O₂.
– La combustione di 0.155 moli di O₂ genererebbe 75.3 kJ di calore.

Elettrolisi di Fe₂(SO₄)₃ con Soluzione di Permanganato di Potassio

Una corrente di 0.125 A passa attraverso 200 mL di soluzione di Fe₂(SO₄)₃ per 1.100 ore. Al catodo c’è un cambiamento di colore, e all’anodo si sviluppa ossigeno.

# Reazioni Elettrolitiche e di Titolazione:

– Anodo: Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
– Titratura: MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O

# Calcoli Effettuati:

– La corrente passata equivale a 0.00513 Faraday.
– La titolazione con permanganato richiede 24.65 mL.
– La molarità della soluzione di permanganato di potassio può essere calcolata.

Questi due esempi mostrano l’applicazione pratica dei concetti di elettrolisi e calcoli relativi alle reazioni redox. La comprensione di queste procedure è fondamentale per la chimica elettrochimica e analitica.

Calcolo del peso atomico di un metallo tramite elettrolisi

Nel processo di elettrolisi di un nitrato solubile di un metallo M(NO₃)₂, con una corrente di 2.50 ampere per 35.0 minuti, si depositano 3.06 g del metallo M. Per calcolare il peso atomico del metallo e identificarlo, convertiamo i minuti in secondi ottenendo 2100 secondi di elettrolisi. Con questa informazione, possiamo calcolare che si sono consumati 0.0544 faraday.

Utilizzando la semireazione di riduzione M²⁺ + 2 e^– → M, calcoliamo che 0.0272 moli di M sono stati depositati durante il processo. Dividendo la massa depositata per le moli ottenute, troviamo il peso atomico del metallo: 112 g/mol. Possiamo concludere che il metallo M è il cadmio.

Determinazione della formula del cloruro di ferro e produzione di cloro gassoso

In un’altra situazione, nella cella elettrolitica contenente un cloruro di ferro, passando una corrente di 0.250 ampere si ottengono ferro e cloro gassoso. Dopo 2.00 ore, si depositano 0.521 g di ferro. La semireazione che avviene all’anodo è 2 Cl^– + 2 e^– → Cl₂.

Convertendo le ore in secondi, troviamo 7200 secondi di elettrolisi. Consumando 0.0186 faraday, calcoliamo 0.00933 moli di ferro depositate. Se dividiamo il numero di moli di elettroni per le moli di ferro depositate troviamo 2, implicando la presenza di Fe²⁺ e quindi la formula FeCl₂.

La reazione complessiva in cella è Fe²⁺ + 2 Cl^– → Fe + Cl₂, con un rapporto 1:1 di Fe e Cl_{2Dalle moli di Cl2} calcolate, a 25°C e 750 mm Hg, la produzione di Cl₂ risulta essere di 0.231 L.