Domande su esercizi di elettrochimica ?
Le domande sono solo quelle in grassetto.

1
Completare la seguente reazione di ossidoriduzione nella quali il cromo metallico reagisce con una
soluzione di sodio cloruro:
Cr + NaCl -->
(a) Scrivere le semireazioni di riduzione ed ossidazione e la redox in forma ionica ed in forma completa.
(b) Si calcolino il ΔE ed il ΔE° della redox indicata sopra usando le tavole dei potenziali si riduzione e si
indichi in quale verso la reazione è spontanea.
© Scrivere la pila che si viene a formare dalle due coppie ioniche date secondo la convenzione
internazionale.
(d) Disegnare una cella galvanica che funzioni secondo la redox indicata in © ed indicarne le polarità.

Svolgimento

(a) Cr° --> Cr(+3) + 3e(-) OX e 3*(Na(+) + 1e(-) --> Na°) RED
redox in forma ionica: Cr° + 3Na(+) --> Cr(+3) + 3Na°
redox in forma completa: Cr° + 3NaCl --> CrCl3 + 3Na°
b) ΔE° redox = ΔE°(Na(+)/Na) - ΔE°(Cr(+3)/Cr) = -2,7019 V – (-0,74 V) = - 1,9619 V
ΔE redox = ΔE° redox - 0,059V/3*log [Cr(+3)]/[Na+]^3 semplificando le concentrazioni dei metalli allo stato di
ossidazione zero.
La reazione spontanea è da destra a sinistra.
c) (-) Na/Na+//Cr+3/Cr (+)


Domande : 
Perchè la OX è questa Cr° --> Cr(+3) + 3e(-) e non può essere questa :  Cr° --> Cr(+2) + 2e(-)  ?
Perchè qui è possibile semplificare le concentrazioni dei metalli allo stato di ossidazione zero ?



2. 
I metalli alcalini reagiscono spontaneamente con acqua per produrre idrogeno gassoso.

a) Completare la redox:
Li (s) + H2O (l) ---->
bilanciando le semireazioni per la produzione di una mole di idrogeno.

b) Calcolare la ddp (o ΔE) della relativa pila.

Svolgimento:
2Li (s) + 2H2O (l) ----> H2 (g) + 2LiOH
2Li° ----> 2Li(+) + 2e(-)
2H+ (aq) + 2e- ----> H2 (g)
Considerando le [H+] =[Li+]=10^(-7) M e pH2 = 1 atm si ottiene:
ΔE pila= 0,00 V + (0,0592 V/2) * log(10^(-7))^2 /1 - (-3,045 V) - (0,0592 V/2) * log(10^(-7))^2 = + 3,045 V

Domanda:
Perchè qui usiamo : [H+] =[Li+]=10^(-7) M e pH2 = 1 atm e perchè proprio con questi valori.


3. 
Determinare il potenziale di un elettrodo ad idrogeno in condizioni non standard, vale a dire in
concentrazione di acido pari a 1 x 10^(-3) M :
Pt / H2 (P=1 atm) / H(+) (1x 10^(-3) M)

Svolgimento:
Ricordando che la semireazione di riferimento è la riduzione:
2H(+) + 2e(-) ------> H2 gas
per la quale si scrive la eq. di Nernst di elettrodo:
ΔE (H(+)/H2) = ΔE°(H(+)/H2) + 0,059 V/2 * log ([H+]^2/pH2) = ΔE°(H(+)/H2) + 0,059 V/2 * log([H+]^2 / 1) = 0,059V log[H+]
= -0,059 V pH = -0,059 x 3 = -0,177 V
essendo ΔE°(H(+)/H2) = 0,0000 V, cioè il potenziale dell’elettrodo a idrogeno standard per convenzione è
uguale a 0 a tutte le temperature.

Domanda :
Perchè qui la semireazione di riferimento è la riduzione ? Io sò che se non si accoppia ad un'altra semicella non si sa se avviene una RED o una OX.
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Rosa
Perchè la OX è questa Cr° --> Cr(+3) + 3e(-) e non può essere questa : Cr° --> Cr(+2) + 2e(-)?
Il ΔE°(Cr2+/Cr) è -0,91 V, quindi la reazione spontanea da destra a sinistra sarebbe meno favorita perché il ΔE°(cella) sarebbe inferiore a quello della cella con Cr3+:
ΔE°(cella 1) = (ΔE°(Cr3+/Cr) - (ΔE°(Na+/Na) = -0,74 - (-2,7019) = 1,7919 V
ΔE°(cella 2) = (ΔE°(Cr2+/Cr) - (ΔE°(Na+/Na) = -0,91 - (-2,7019) = 1,9619 V

Perché qui è possibile semplificare le concentrazioni dei metalli allo stato di ossidazione zero?
È sempre possibile semplificare le concentrazioni dei soldi e dei liquidi puri perché la loro concentrazione (attività) è unitaria, quindi va omessa nell'equazione di Nernst. http://www.myttex.net/forum/Thread-Dubbi...trochimica

Perché qui usiamo : [H+] = [Li+]=10^(-7) M e pH2 = 1 atm e perché proprio con questi valori.
La redox bilanciata in forma ionica è:
2 Li(s) + 2 H2O(l) --> H2(g) + 2 Li+ + 2 OH-
In soluzione neutra l'H2O libera in soluzione 10^-7 mol/L di ioni H+ e 10^-7 mol/L di ioni OH-.
Dalla reazione redox bilanciata in forma ionica si deduce che le moli di H2O che reagiscono sono uguali a quelle di Li+ che si formano, quindi se l'H2O fornisce 10^-7 mol/L di OH-], anche l'Li+ avrà la stessa concentrazione.
L'esercizio può anche essere risolto nel seguente modo:

   

Perché qui la semireazione di riferimento è la riduzione? Io so che se non si accoppia ad un'altra semicella non si sa se avviene una RED o una OX.
Il potenziale di un elettrodo non dipende dal verso con cui si scrive la semireazione, che è sempre un equilibrio:
2 H+ + 2 e- <==> H2(g)........... E° = 0,00 V a qualsiasi temperatura http://www.myttex.net/forum/Thread-Diagramma-di-celle.
Il potenziale dell'elettrodo a idrogeno non standard di -0,177 V significa che nell'elettrodo a idrogeno non standard in esame lo ione H+, essendo meno concentrato, ha un potere riducente minore dello ione H+ presente nell'elettrodo a idrogeno standard, perciò sarà quest'ultimo a ridursi. In altre parole il valore -0,177 V è il voltaggio che si misurerebbe per una cella elettrochimica immaginaria nella quale l'anodo è costituito dall'elettrodo standard ad idrogeno e il catodo dall'elettrodo ad idrogeno non standard:
(-) Pt, H2(g), 1 atm / H+, 1 M // H+ 10^-3 M / H2(g), 1 atm, Pt (+)
E cella = E(+) - E(-)
-0,177 = E(+) - 0
E(+) = -0,177 V
A parità di pressione dell'idrogeno gassoso, il potenziale dell'elettrodo a idrogeno in condizioni non standard è > 0 se la [H+] > 1 M, < 0 se [H+] < 1 M.

OT: permettimi, senza offesa, un commento legato alla mia esperienza di ex docente ora in pensione. Dalle domande che hai posto mi sembra che ti sfugga ancora qualcosa sui concetti di base del funzionamento di una cella elettrochimica, cosa che ritengo tu debba chiarire prima di svolgere gli esercizi.
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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Vincenzo98, Rosa
Si, infatti. In questo argomento sto trovando più di qualche difficoltà. In questa domanda ho cercato di riunire tutti i miei dubbi.
Comunque la ringranzio per tutto, poichè le vostre spiegazioni mi stanno tornando utili e mi scuso per le domande a volte ripetitive.
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