Esercizi svolti sull’elettrolisi

 

 

1)        Una soluzione acquosa di NaCl viene sottoposta a elettrolisi. Calcolare il tempo necessario affinché
si ottengano  0.015 moli di H₂ al catodo con una corrente pari a 0.010 ampere.
La semireazione catodica è:
2 H₂O + 2e^- → H₂(g) + 2 OH^-
Dai coefficienti stechiometrici della reazione si evince che per ogni due faraday consumati si svolge una mole di H₂.
( 0.015 mol) ( 2 F/ 1 mol) = 0.030 F
Poiché 1 F = 96500 C si ha:
0.030 F = 0.030 F ( 96500 C/F) = 2900 C
Poiché la corrente che attraversa il circuito è pari a 0.010 ampere ovvero 0.010 C/s il tempo necessario è pari a:
t = 2900 C/ 0.010 C/s = 2.9 x 10⁵ s
2)       Nell’elettrolisi del cloruro di zinco, quanti grammi d zinco metallico si depositeranno al catodo a seguito del passaggio di 0.010 ampere per 1.0 h ?
Convertiamo il tempo in secondi:
1.0     h = 3600 s
calcoliamo la quantità di carica:
3600 s x 0.010 C/s = 36 C
Ricordando la relazione tra coulomb e faraday si ha:
36 C/ 96500 C/F = 3.7 x 10^-4 F
La semireazione catodica è:
Zn²⁺ + 2 e^- → Zn che ci indica che per ogni mole di zinco depositata sono stati consumati due faraday. Pertanto:
3.7 x 10^-4 F ( 1 mol Zn/ 2 F) = 1.8 x 10^-4  moli di zinco
Massa di zinco depositata: 1.8 x 10^-4 mol x 65.37 g/mol= 0.012 g
3)      Si supponga che due celle siano collegate in serie: la prima cella contiene una soluzione acquosa di AgNO₃ e la seconda cella contiene una soluzione acquosa di NaCl. A seguito di elettrolisi si trova che 0.0198 g di argento metallico si è depositato al catodo. Calcolare quante moli di H₂ si sono liberate nella seconda cella.
Nella prima cella la semireazione catodica è:
Ag⁺ + 1 e^- → Ag (s)
Tale semireazione mostra che per ogni faraday che passa nel circuito si deposita una mole di argento. Calcoliamo le moli di argento depositate:
moli di argento = 0.0198 g/ 107.87 g/mol= 1.84 x 10^-4
secondo le considerazioni fatte il numero di faraday sono pari a:
1.84 x 10^-4 mol Ag ( 1 F / mol Ag) = 1.84 x 10^-4 F
Poiché le due celle sono collegate in serie anche la seconda cella è stata attraversata da 1.84 x 10^-4 F.
La semireazione catodica della seconda cella è:
2 H₂O + 2 e^- → H₂ + 2 OH^-
Quindi per ogni mole di H₂ liberata sono stati consumati 2 F. Pertanto le moli di H₂ liberate sono pari a:
1.84 x 10^-4 F ( 1 mol/ 2 F ) = 9.20 x 10^-5 moli di H₂
4)       Data la semireazione Al³⁺ + 3 e^- → Al calcolare i grammi di alluminio depositati al catodo quando il circuito è stato attraversato da 0.69 faraday.
Moli di Al = 0.69 F ( 1 mol Al/ 3 F) = 0.23
Massa di Al = 0.23 mol x 26.9815 g/mol= 6.2 g
5)      Si consideri la seguente semireazione: Fe²⁺ + 2 e^- = Fe. Calcolare il tempo necessario affinché, a seguito del passaggio di una corrente pari a 0.0205 ampere, si depositi al catodo 6.93 g di ferro.
Le moli di ferro sono pari a 6.93 g / 55.847 g/mol= 0.124
Dalla semireazione sappiamo che per ogni 2 faraday consumati si è depositata una mole di ferro:
0.124 mol  ( 2 F/1 mol) = 0.248 F
Calcoliamo i coulomb: 0.248 F ( 96500 C/F) = 23932 C
t = 23932 C/ 0.0205 C/s = 1.17 x 10⁶ s
6)      Si consideri la seguente semireazione anodica: 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e^-. Se si ottengono 36.5 cc di ossigeno alla pressione di 743 torr alla temperatura di 25°C calcolare il numero di moli di H⁺ che si ottengono. La pressione di vapore dell’acqua a 25°C è pari a 23.8 torr.
Calcoliamo la pressione parziale dell’ossigeno = 743 – 23.8 = 719 torr
Convertiamo i torr in atm: p = 719/760= 0.946 atm
La temperatura è pari a 25 + 273 = 298 K
Le moli di ossigeno sono pari a pV/RT = 0.946 x 0.0365 dm³/ 0.08206 x 298 = 1.41 x 10^-3
Dalla semireazione di ossidazione rileviamo che per ogni mole di ossigeno liberata si sono formate 4 moli di H⁺. Pertanto le moli di H⁺ sono pari a 1.41 x 10^-3 x 4 = 5.64 x 10^-3
7)       Supponiamo che la seguente semireazione avvenga al catodo: 2 H₂O + 2 e^-→ 2 OH^- + H₂. Se, attraverso la cella passa una corrente di 0.010 ampere passa per 18.6 s calcolare le moli di OH^- ottenute.
0.010 C/s x 18.6 s = 0.186 C
Calcoliamo il numero di faraday consumati: 0.186 C /96500 C/F = 1.93 x 10^-6 . Poiché per ogni 2 faraday consumati si ottengono 2 moli di OH^- ( ovvero il rapporto è di 1:1) le moli di OH^- ottenute sono pari a 1.93 x 10^-6
8)      Quando una soluzione di AgNO₃ viene sottoposta a elettrolisi la semireazione anodica è:
2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e^-, mentre quella catodica è Ag⁺ + 1 e^- → Ag (s). Se 23.8 mg di argento metallico si depositano al catodo quanti millilitri di O₂ a STP si liberano all’anodo?
Le moli di argento depositatesi sono pari a 0.0238 g/107.87 g/mol= 2.21 x 10^-4
La reazione complessiva opportunamente bilanciata è:
2 H₂O + 4 Ag ⁺→ O₂ + 4 H⁺ + 4 Ag
Dai coefficienti stechiometrici il rapporto tra Ag⁺  e O₂ è di 4:1 quindi le moli di O₂ liberate sono pari a:
2.21 x 10^-4/ 4 =5.52 x 10^-5
Poiché a STP il volume occupato da una mole di qualsiasi gas è pari a 22.4 L si otterranno:
5.52 x 10^-5 mol ( 22.4 L/mol) = 0.00124 L = 1.24 mL
9)      Supponiamo che venga sottoposto a elettrolisi allo stato fuso il cloruro di un metallo avente formula MCl₂ e che al catodo si depositino 0.109 g di metallo. Si calcoli il peso atomico del metallo sapendo che al catodo di un’altra cella collegata in serie si depositano 0.970 g di Ag da una soluzione di nitrato di argento.
10)    In una soluzione acquosa di NaCl si fa passare una corrente di 0.0200 ampere per 3 ore e 20 minuti. Calcolare la massa e il volume di cloro che si libera all’anodo a STP se la corrente ha una resa pari al 65%
Calcoliamo il tempo:
3 ore = 3 x 3600= 10800 s
20 minuti = 20 x 60= 1200 s
Il tempo complessivo è pari a 12000 s
Inoltre, poiché la resa della corrente è pari al 65%
i = 65 x 0.0200 /100= 0.013 ampere
0.013 C/s x 12000 s =156 C
156/96500 C/F = 0.00162 F
La semireazione di ossidazione:  2 Cl^-= Cl₂ + 2 e ^–
Ci indica che per ogni due faraday si libera una mole di Cl₂ pertanto le moli di Cl₂ sono pari a
0.00162 F /2 F/mol =0.000810 mol
La massa di Cl₂ è pari a 0.00810 mol x 70.906 g/mol=0.574 g
Il volume di Cloro a STP è pari a 0.000810 mol x 22.4 L/mol=0.0181 L