Calcolo fem pila
Buonasera! Mi sono trovato di fronte a questo esercizio in una simulazione d'esame.

Data la seguente pila:
Pt(s)| H2(g) (P= 1 atm) | CH3COONa 0.01 M || AgCl (satura, V = 0.1L) | Ag(s)
Per il sale poco solubile AgCl kps = 1.8 · 10-10. Per l'acido debole CH3COOH, Ka = 1.8· 10-5. E°Ag+/Ag =
+0.800 V. T = 25°C.
Calcolare: 1) la f.e.m. della pila; 2) la f.e.m. della pila dopo l'aggiunta di 5.84g di NaCl nella semicella
contenente AgCl.

Ho ragionato così, tentando di risolvere almeno il primo punto.

La semicella sinistra è praticamente un elettrodo a concentrazione di idrogeno, supponendo si riduca, avremo la reazione
2H+ + 2e- -> H2(g)

Per trovare [H+] avendo una soluzione di acetato di sodio uso la formula per l'idrolisi basica: [OH-]=sqrt(Kw/Ka*Cs)
Da lì ricavo [H+] tramite pOH e pH.

Posso quindi sfruttare l'equazione di Nernst per calcolare il potenziale di semicella, ovvero E1=E0-0.0592/2*log(1/[H+]^2)

Per l'altra semicella, in cui avverrà l'ossidazione (Ag(s)->Ag+ + e-), posso calcolare [Ag+] usando il prodotto di solubilità:
so che AgCl<->Ag+ + Cl-, quindi Kps=[Ag+][Cl-],  ovvero [Ag+]=sqrt(kps)

A questo punto userei Nernst, impostandolo così: E2=E0Ag-0.0592/2*log(1/[Ag+]^2)
Li confronto, verifico catodo e anodo e calcolo la fem come E=Ec-Ea.

E' corretto?

Grazie mille.
Davide
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L'elettrodo che possiede un potenziale minore si ossida e cede gli elettroni all'elettrodo con potenziale maggiore che si riduce.

CH3COO- + H2O --> CH3COOH + OH-
[OH-] = radq (1,0·10^-14/1,8·10^-5 x 0,01) = 2,36·10^-6 mol/L
[H+] = 1,0·10^-14/2,36·10^-6 = 4,24·10^-9
2 H+ + 2 e- <==> H2
E(H+/H2) = 0,00 - 0,05916/2 x log (1/(4,24·10^-9)^2 = -0,495 V.........potenziale minore

AgCl(s) <==> Ag+ + Cl-
[Ag+] = radq Ks = radq 1,8·10^-10 = 1,34·10^-5
AgCl(s) + e- <==> Ag + Cl-
E(Ag+/Ag) = 0,800 - 0,05916 x log (1/1,34·10^-5) = 0,512 V.....................potenziale maggiore

L'elettrodo con potenziale maggiore si comporta da catodo (+) riducendosi, mente l'elettrodo con potenziale minore si comporta da anodo (-) ossidandosi; la redox che avviene nella cella elettrochimica è:
2 AgCl(s) + H2(g) --> Ag+ + 2 H+ + 2 Cl-

E(cella) = E(catodo) - E(anodo)
E(cella) = 0,512 - (-0,495) = 1,007 V

Dopo l'aggiunta di 5,84 g di NaCl a 0,100 L di soluzione satura di AgCl abbiamo:
n NaCl = n Cl- = 5,84 g / 58,4 g/mol = 0,100 mol
[Cl-] = 0,100 mol / 0,100 L = 1,00 mol/L
In presenza dello ione in comune Cl-, la concentrazione dell'Ag+ in soluzione diminuisce, ovvero si forma una maggiore quantità di AgCl solido:
1,8·10^-10 = s x (s + 1,00)
[Ag+] = 1,8·10^-10 mol/L
Il potenziale del catodo diventa:
E(Ag+/Ag) = 0,800 - 0,05916 x log (1/1,00) = 0,224 V

Perciò anche il potenziale della cella elettrochimica diminuisce:
E(cella) = 0,224 - (-0,495) = 0,719 V

A me però risulta che l'E° della semireazione
AgCl(s) + e- <==> Ag + Cl-
sia 0,222 V.
Prova a controllare il testo con qualche compagno.
Ciao
Luisa

Dal laboratorio se ne usciva ogni sera, e più acutamente a fine corso, con la sensazione di avere “imparato a fare una cosa”;
il che, la vita lo insegna, è diverso dall’avere “imparato una cosa”.
(Primo Levi)


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