Elettrochimica

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Mariù

2016-01-08 17:41

Da premettere che odio l'elettrochimica, forse perchè non l'ho fatta bene per l'esame di chimica generale, e adesso sto incontrando diffiicoltà in chimica analitica.

Detto ciò, chi mi darebbe una mano con questi due quesiti?

Come li impostereste voi?

Devo calcolare la concentrazione all'equilibrio. In quello del rame, ragionerei impostando la reazione e calcolandomi la K all'equilibrio, e successivamente eguagliando i due potenziali. Ma non mi trovo numericamente.

Confido in voi, grazie a tutti.

A presto


Sembrerebbero simili, ma secondo me vanno risolti diversamente.

Grazie ancora.

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Mario

2016-01-08 19:06

la relazione tra Kc e potenziali elettrochimici è data dalla seguente formula.

Kc = n*(delta E°)/0,059    dove n è il n° di elettroni scambiati

risolvendo:

log Kc = (2*1,1)/0,059

Kc=2*10^37

sapendo che Kc=[Zn++]/[Cu++] si ha:

2*10^37=[Zn++]/[Cu++]

dal valore altissimo dela Kc possiamo affermare che praticamente tutto lo zinco in soluzione ha la stessa concentrazione del CuCl2 di partenza, ossia 0,5M, per cui:

2*10^37=0,5/[Cu++]

[Cu++]=2,5*10^-38

saluti

Mario

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Mariù

2016-01-08 19:11

Grazie mille Mario, e per l'altro devo procedere allo stesso modo?

Mario

2016-01-08 19:25

L'altro esercizio contiene un'evidente errore.

Si faccia dare la versione corretta poi ne riparliamo.

saluti

Mario

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Mariù

2016-01-08 19:33

In che senso? Questa è una traccia d'esame.

Che amarezza.

Mario

2016-01-08 19:42

Chiedo scusa, ma l'errore è mio. A quest'ora capita. :-D

La risoluzione è simile a quella precedente. Anche qui il n° di e- è due.

l'unica variente è che in soluzione  ci sono già degli ioni Zn++ e di questo bisogna tenerne conto.

saluti

Mario

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LuiCap

2016-01-08 20:15

Ah, ecco, cominciavo a dubitare del Premio Nobel Walther Hermann Nernst ;-)

Zn+Fe++.jpg
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Mariù

2016-01-08 20:17

Grazie mille ad entrambi :-)

Mariù

2016-01-10 15:17

Ho un dubbio sull'ultimo esercizio: non può accadere che Zn+2 passi a zinco metallico, ed Fe+2 passi ad Fe+3? Grazie a tutti, come sempre!

LuiCap

2016-01-10 15:51

In condizioni standard la reazione da te proposta non è una reazione spontanea.

Questo perché:

Zn2+ + 2e- <--> Zn(s) E° = -0,76 V

Fe3+ + e- <--> Fe2+ E° = 0,77 V

Il confronto fra i due E° standard di riduzione porta a concludere che il potere riducente dello ione Zn2+ è minore del potere riducente dello ione Fe3+, il che significa che la reazione redox spontanea che avviene nella cella elettrochimica è:

Zn --> Zn2+ + 2e-

2 x (Fe3+ + e- --> Fe2+

_____________________________________________

Zn + 2Fe3+ --> Zn2+ + 2Fe2+

la cui Keq = 7,3·1051

perciò la reazione inversa ha una Keq = 1,4·10-52

Per far avvenire la reazione nella sua direzione non spontanea occorre fornire energia sottoforma di energia elettrica dall'esterno, cioè trasformare la cella elettrochimica in una cella elettrolitica, cioè eseguire una elettrolisi.

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Mariù

2016-01-14 13:14

Come mai la concentrazione di zinco all'equilibrio ti viene 3 mol/L, e non 3.05?

Sostituendo la x al rame, non viene 0?

Sono confusa.

Grazie a tutti, in anticipo.

LuiCap

2016-01-14 14:00

Perché faccio i calcoli senza arrotondamenti intermedi ed esprimo i risultati finali con il corretto numero di cifre significative.

Ti allego il foglio di calcolo, ma è ovvio che si può fare anche con una calcolatrice scientifica imparando ad usare le parentesi e le memorie.

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Mariù

2016-01-20 10:19

Ciao a tutti, mi dareste una mano con questo esercizio cortesemente?

Quale deve essere la concentrazione degli ioni Cu2+ affinché il potenziale del semielemento Cu2+/Cu sia 0.20 V, sapendo che Eo Cu2+/Cu=0.34V?

Devo usare l'equazione di Nerst, no?

Grazie a tutti, come sempre.

LuiCap

2016-01-20 12:29

Certo che devi usare l'equazione di Nernst!!!

Considerato che l'E° rappresenta il potenziale del semielemento quando la [Cu2+] è 1 M, la concentrazione degli ioni Cu2+ per avere un potenziale di 0,20 V deve essere minore di 1 M.

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Mariù

2016-01-20 12:46

Si questo lo so, ma non so ricavarmi Cu+2, maledetta matematica :-(

LuiCap

2016-01-20 13:20

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Mariù

2016-01-20 14:13

Grazie Luisa, gentilissima, disponibile e chiara come sempre.

Mariù

2016-06-08 15:17

Ciao! Quest'esercizio è identico a quello fatto sopra, ma ho un problema con il risultato: a me esce 1,8672^10-4, il risultato è 2,0 ^10-4.

Quale deve essere la concentrazione degli ioni Fe2+ affinché il potenziale dell’elettrodo

Fe/Fe2+ sia -0,55 V?

E0 Fe2+/Fe=-0,44 V

Come mai? Sbaglio qualcosa? Grazie a tutti come sempre, per la cortesia e la disponibilità.

LuiCap

2016-06-08 16:02

L'ordine di grandezza è lo stesso.

Il calcolo è corretto; la piccola diversità del valore numerico del risultato dipende da:

- che valore di E° è riportato nella tabella in uso;

- che arrotondamento si usa per la costante (RT/F)x2,30258... in volt

R = 8,3145... J·K^-1·mol^-1

T = 298,15... K

F = 96485 A·s·mol^-1

2,30258... = fattore di conversione del logaritmo naturale in logaritmo decimale.

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Mariù

2016-06-09 08:18

Buongiorno, ho un problema di fondo con l'elettrochimica in generale purtroppo. Vi propongo questo problema, credo sia banalissimo, se occorre solo applicare l'equazione di Nerst:

Sapendo che il potenziale per la semireazione: Zn2+ + 2e- ➝ Zn(s) risulta -0,76 V,

calcolare il potenziale per le seguenti semireazioni:

2Zn2+ +4e- ➝ 2Zn(s)

Zn ➝Zn2+ +2e

Nella prima avrei: E = E° + 0.0592/4 log [ox]/[red]

Nella seconda avrei: E = E° + 0.0592/2 log [ox]/[red]

Non capisco cosa sbaglio, le concentrazioni sono unitarie.

I risultati sarebbero: -0.76V nella prima, + 0.76 V nella seconda.

Grazie, come sempre.

LuiCap

2016-06-09 09:28

Il potenziale di riduzione standard E° non dipende dal verso in cui è scritta la reazione, infatti essa è un equilibrio che può andare nei due sensi a seconda dell'altra semicoppia con la quale viene messo a confronto:

Zn2+ + 2e- <--> Zn(s)

L'apice ° sta proprio ad indicare che siamo in condizioni standard (concentrazioni delle specie in soluzione acquosa = 1 M, pressione delle specie gassose = 1 atm).

E° rappresenta il voltaggio di una ipotetica pila costituita dal semielemento in questione e il semielemento H2/H+ (P H2 = 1 atm, M H+ = 1 mol/L a 25°C) a cui, per convenzione un valore di 0 volt:

Zn2+ + 2 e- <--> Zn(s)................. E° = - 0,76 V

2 H+ + 2 e- <--> H2(g)....................E° = 0,00 V

Questo significa che lo ione H+ ha una maggiore tendenza a ridursi rispetto allo ione Zn2+ perchè possiede un E° > di -0,76 V.

Quindi per la semicoppia Zn2+/Zn il potenziale è:

E = -0,76 + 0,0592/2 x log [Zn2+]

Se [Zn2+] = 1

E = -0,76 + 0,0592/2 x log 1

E = -0,76 + 0,0592/2 x 0 = -0,76 V

Se raddoppiamo tutti i coefficienti della reazione:

2 Zn2+ + 4 e- <--> 2 Zn(s)................. E° = - 0,76 V

il valore del potenziale non cambia:

E = -0,76 + 0,0592/4 x log [Zn2+]^2

Se [Zn2+] = 1

E = -0,76 + 0,0592/4 x log 1^2

E = -0,76 + 0,0592/4 x 0 = -0,76 V

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Mariù

2016-06-09 09:54

Grazie Luisa. Ma nella seconda semi-coppia dovrebbe essere +0.76 V, almeno così riporta la soluzione.

LuiCap

2016-06-09 10:25

+0,76 è il potenziale di ossidazione standard della semicoppia, non quello di riduzione ;-)

Significa che lo zinco elementare, Zn(s) ha un potere ossidante maggiore rispetto all'idrogeno elementare, H2(g).

Nella tabella della serie elettrochimica degli elementi costruita con i poteri ossidanti i valori numerici sono gli stessi, ma i segni algebrici invertiti.

Sarei curiosa di sapere su quale testo hai trovato quel risultato.

Mariù

2016-06-09 10:39

In realtà sono tracce di esami di chimica generale con risultati annessi :-(

Mariù

2016-06-10 14:37

Ciao a tutti! Oggi vorrei confrontarmi con voi su quest'esercizio:

Elettrolizzando il cloruro di un metallo bipositivo MCl2 allo stato fuso, si svolge all’anodo cloro gassoso che, raccolto su acido solforico concentrato occupa il volume di 1 dm3 alla pressione di 105 Pa e 273 K. Contemporaneamente al catodo si depositano 1,09 g del

metallo. Trovare il peso atomico del metallo.

Partendo dalla reazione del cloruro:

2Cl- ----> Cl2 + 2e-

Posso calcolarmi le moli dai dati forniti, con l'equazione di stato dei gas ideali, e anche i grammi, corretto?

Dopodichè non so come muovermi. Non ho dati relativi alla corrente o al tempo trascorso.

Grazie a tutti, come sempre!

LuiCap

2016-06-10 20:16

Tu sei certa che la pressione sia 105 Pa e non 105·10^3 Pa?

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Mariù

2016-06-10 20:21

Luisa scusami, hai ragione. È 10^5

LuiCap

2016-06-10 20:52

Affinché possa avvenire la reazione non spontanea:

M2+ + 2e- --> M(s)

2Cl- --> Cl2(g) + 2e-

--------------------------------

MCl2(s) --> M(s) + Cl2(g)

abbiamo:

2 mol e- = 1/2 mol Cl2

2 mol e- = 1/2 mol M

perciò le moli del metallo che si depositano al catodo sono uguali alle moli di Cl2 che si svolge all'anodo.

Trovi le moli, hai la massa in grammi, trovare il peso atomico è una banalità ;-)

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Mariù

2016-06-11 08:06

n moli = 0.44/2 = 0.22

Per trovare PM: g/n = 1.09/0.22

Ma non mi trovo con il risultato che deve venire 24.7 g/mol

Grazie, come sempre!

LuiCap

2016-06-11 08:27

10^5 Pa = 0,987 atm

n Cl2 = 0,0440 mol = n M

MM = 1,09 g / 0,0440 mol = 24,8 g/mol

Quindi il metallo è Mg ;-)

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Mariù

2016-06-11 08:34

La pressione la convertivo in 9.869 atm :-(

Grazie Luisa! <3

Mariù

2016-06-17 08:19

Buongiorno, oggi vorrei proporvi questo esercizio, trovo una piccola discordanza con il risultato, vorrei capire il perchè:

Calcolare per quanto tempo occorre elettrolizzare MgCl2 fuso con una corrente di 1,00 A per ottenere la deposizione di 7,40 g di Mg.

Io ho ragionato così:

Mg --> Mg+2 + 2e-

IL PE = 24.30/2 = 12.15

Imposto una proporzione:

96500:12.15 = x: 7.40

x = 58.773, 66

t = Q/I = 58.773,66/1 = 58.773,66

Convertendolo in ore, 58.773,66/3600 = 16 h, 32 minuti

Il risultato mi da 16 h, 18 minuti, non capisco dove sbaglio.

Grazie a tutti, come sempre.

LuiCap

2016-06-17 10:59

Non sbagli affatto!!!

Però 16,32 ore corrispondono a 16 h e 19 minuti:

1 h : 60 min = 0,32 h : x

x = 19 minuti

;-) ;-) ;-)

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Mariù

2016-06-17 11:32

Sono proprio sciocca!!!! Grazie Luisa!!!!

Mariù

2016-06-20 10:10

Ciao a tutti! Vorrei confrontarmi con voi su questo quesito, sperando di aver ragionato correttamente.

Una semicella contenente acido perclorico e acido cloridrico in ugual concentrazione ha un potenziale di + 1,27 V. Calcolare il pH della soluzione sapendo che il potenziale standard di riduzione è +1,39.

Dunque: la reazione redox è la seguente:

ClO4- + 8e- + 8H+ ---> Cl- + 4H2O

E = E0 + 0.059/8 log [ClO4-][H+]^8/[Cl-]

1.27 = 1.39 + 0.059 log [H+]

 

-0.12 = 0.059 log [H+]

log [H+] 0 -0.12/0.059 = 2.03 

Non mi convince il - , sbaglio qualcosa nei passaggi matematici?

Grazie a tutti, come sempre, a presto!  :-)

Mariù

2016-06-20 10:48

Penso di aver fatto un erroraccio invertendo forma ridotta e forma ossidata :-(

LuiCap

2016-06-20 11:40

Non hai inverito le forme.

Hai solo scritto male, ma risolto bene (mistero!!!) l'equazione.

1,27 = 1,39 + 0,059 x log[H+]

1,27 = 1,39 - 0,059 x pH

0,059 x pH = 1,39 - 1,27

pH = (1,39 - 1,27)/0,059 = 2,03

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Mariù

2016-06-21 07:54

Buongiorno, ho un dubbio su quest'esercizio anche se semplicissimo:

Calcolare la f.e.m. della pila a concentrazione così schematizzata: 

Zn/Zn2+ (aq) 1,0 x 10-2 M || Zn2+ 0,5 M/Zn 

Specificare inoltre il catodo e l’anodo della pila.

La docente non ha dato l'E0, da applicare l'equazione di Nerst, alcuni colleghi mi hanno detto che bisogna considerarlo 0, a me pare strano, anche perchè non mi trovo con il risultato.

Zn/Zn2+ (aq) 1,0 x 10-2 M Questa semicella l'ho considerata ANODO

Zn2+ 0,5 M/Zn Questa semicella l'ho considerata CATODO

Utilizzando i potenziali standard, ho trovato Ecatodo = -0.769, Eanodo = - 0.819

La fem della pila = Ecatodo - Eanodo = -0.768 + 0.819 = 0.05 V 

Ammettendo che l'E0 = 0 non mi trovo con i risultati, sbaglio qualcosa o effettivamente non è possibile considerarlo 0?

Grazie come sempre, a tutti.

LuiCap

2016-06-21 08:56

In una pila a concentrazione non è l'E° = 0, ma è il deltaE° = 0 ;-)

Il semielemento avente concentrazione maggiore dello ione metallico si comporta da catodo perché possiede un potenziale maggiore dell'altro che quindi si comporta da anodo.

Catodo polo +

Zn2+ + 2e- --> Zn

Ecatodo = -0,762 + 0,0592/2 x log 0,5 = -0,771 V

Anodo polo -

Zn --> Zn2+ + 2e-

Eanodo = -0,762 + 0,0592/2 x log 0,01 = -0,821 V

E pila = -0,771 - (-0,821) = 0,050 V

oppure:

E pila = (E°catodo - E°anodo) - 0,0592/2 log ([Zn2+]anodo/[Zn2+]catodo)

E pila = (E°catodo - E°anodo) - 0,0592/2 log (0,01/0,5)

E pila = 0 - (-0,050) = 0,050 V

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Mariù

2016-06-21 09:24

Penso lei voglia l'ultima risoluzione.

Una domanda: perchè fai - 0.059 e non + 0.059 visto che poi fai log [anodo]/[catodo]?

Grazie come sempre Luisa.

LuiCap

2016-06-21 11:37

Sempre per via della benedetta (o maledetta) matematica :-D

log x + log y = log x·y

log x - log y = log x/y

E pila = E catodo - E anodo

= (E°catodo + 0,0592/2 log [catodo]) - (E°anodo + 0,0592/2 log [anodo])

= (E°catodo - E°anodo) + (0,0592/2 log [catodo] - 0,0592/2 log [anodo])

= (E°catodo - E°anodo) + 0,0592/2 (log [catodo] - log [anodo])

= (E°catodo - E°anodo) + 0,0592/2 (log [catodo]/[anodo])

= (E°catodo - E°anodo) - 0,0592/2 (log [anodo]/[catodo]

E pila = -0,762 -(-0,762) - 0,0592/2 (log 0,01/0,5)

= 0 - 0,0592/2 log 0,02 = - (-0,050) = 0,050 V

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Mariù

2016-06-21 11:56

Maledetta direi :-D

Grazie Luisa!

Mariù

2016-06-26 09:28

Ciao a tutti, oggi vorrei confrontarmi con voi su questo quesito per capire se ho ragionato correttamente:

Verificare se la seguente reazione di ossido-riduzione (da bilanciare): 

MnO4 - (aq) +16 H3O+(aq) + 10Cl- (aq) → 2Mn2+(aq) +5Cl2(g) + 24H2O(l) 

può avvenire spontaneamente così come scritta,

noti Eo MnO4 - /Mn2+ =+1.51V e EoCl2/Cl- =+1.36 V: 

a) quando le concentrazioni delle specie presenti sono unitarie 

b) quando le concentrazione delle specie presenti sono unitarie e il pH è 3,0

Io ho ragionato così: 

a) Al quesito a risponderei di si, poichè Ecatodo - Eanodo > 0, (1.51-1.36)

b) Al quesito b risponderei no, perchè considerano un pH = trovo che Ecatodo = 1.22V, E anodo = 1.36 V (sperando di non aver sbagliato i calcoli, considerando che le concentrazioni delle specie sono unitarie, Eanodo = 1.36 V), quindi la fem sarà: 1.22 - 1.36 = -0.14 V < 0, quindi la redox non è spontanea.

E' corretto?

Grazie mille a tutti, buona domenica!

LuiCap

2016-06-26 10:13

Tutto corretto ;-)

Buona domenica anche a te.

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Mariù

2016-06-26 11:19

Scusate, ho proprio un problema con i logaritmi. Vi propongo questo problema:

Calcolare la forza elettromotrice di una cella a concentrazione costituita dalla semicelle: 

1) Ni | Ni2+ (1,00X10-1 M) 2) Ni | Ni2+ (6,00X10-2 M) 

Individuare la semicella che funge da catodo.

La cella che funge da catodo è sicuramente quella a concentrazione minore, quindi Ni | Ni2+ (6,00X10-2 M).

Epila = 0 - 0.059/2 log (0.1)/(0.06) 

0 - (0.00649) = - 6.49 x 10^-3 

A parte che, dovrebbe uscire positivo, e poi ho un problema di approssimazione, il risultato corretto è: 6.56 x 10^-3 V

Grazie a tutti, e scusatemi.

LuiCap

2016-06-26 12:27

Mea culpa :-(

Nel post n° 39 ho risolto bene ma scritto male, sorry!!!

Il semielemento avente concentrazione maggiore dello ione metallico si comporta da catodo perché possiede un potenziale maggiore dell'altro che quindi si comporta da anodo.

Catodo polo +

Zn2+ + 2e- --> Zn

Ecatodo = -0,762 + 0,0592/2 x log 0,5 = -0,771 V

Anodo polo -

Zn --> Zn2+ + 2e-

Eanodo = -0,762 + 0,0592/2 x log 0,01 = -0,821 V

E pila = -0,771 - (-0,821) = 0,050 V

oppure:

E pila = (E°catodo - E°anodo) - 0,0592/2 log ([Zn2+]anodo/[Zn2+]catodo)

E pila = (E°catodo - E°anodo) - 0,0592/2 log (0,01/0,5)

E pila = 0 - (-0,050) = 0,050 V

Perciò in questo esercizio sarà:

E pila = (E°catodo - E°anodo) - 0,05916/2 log ([Ni2+]anodo/[Ni2+]catodo)

E pila = (E°catodo - E°anodo) - 0,0592/2 log (0,06/0,1)

E pila = (E°catodo - E°anodo) - 0,0592/2 log (0,6)

E pila = (E°catodo - E°anodo) - 0,0592/2 x (-0,222)

E pila = 0 - (-0,00656) = 0,00656 V

L'arrotondamento del risultato finale dipende sempre dai dati che hanno usato per risolvere l'esercizio: in questo caso non hanno usato 0,059, ma 0,05916

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Mariù

2016-06-26 12:44

Ah ecco, grazie Luisa!!!! Iniziavo ad avere confusione e a non capire più niente!!!

Grazie mille, gentilissima e disponibilissima come sempre.

Mariù

2016-06-26 14:22

Ciao! Di questo quesito non ho soluzione, provo a farlo comunque, sperando sia corretto (almeno il ragionamento):

Sapendo che la pila Daniell in condizioni standard ha una f.e.m di 1,10 V calcolare quale sia il rapporto [Zn2+]/[Cu2+] quando la f.e.m. sia ridotta, dopo un certo periodo di funzionamento a 0,80 V.

Io so che nella pila di Daniell lo zinco si ossida (anodo) e il rame si riduce (catodo).

Utilizzando l'equazione di Nerst, dovrei considerare che la fem della pila si sia ridotta a 0.80 V:

0.80 = 0 - (0.059/2) x log [Zn+2]/ [Cu+2] 

1.60 = 0.059 log [Zn+2]/[Cu+2]

log [Zn+2]/[Cu+2] = 27.11

 

[Zn+2]/[Cu+2] = antilog 10^-27.11 

Ma penso sia comunque sbagliata.

Grazie mille, come sempre.

LuiCap

2016-06-26 16:19

log Q.jpg
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Mariù

2016-06-26 16:29

Grazie Luisa, come sempre!  <3

Il mio problema purtoppo è soprattutto la matematica, forse ci ero arrivata a livello di "passaggi" matematici, ma poi mi sono persa, isolando il termine logaritmico...

Mariù

2016-06-30 15:43

Ciao a tutti, vorrei conforntarmi con voi su questo problema, in realtà ho difficoltà nell'interpretazione dei risultati: 

Una soluzione a pH=1 contenente ioni Cu2+(10-2M), Zn2+(10-1M), Ag +(10-4M) e SO4 2-(1M) viene sottoposta ad elettrolisi tra elettrodi inerti. 

Trascurando le sovratensioni, indicare in quale ordine si scaricano gli ioni della soluzione e calcolare la minima d.d.p. da applicare alla cella affinchè al catodo abbia inizio la riduzione degli ioni Ag+. 

Si utilizzino i seguenti potenziali standard: 

Anodo(+): EoSO4 2-/S2O8 2-=2.01 V; Eo OH- /O2=0.40V; H2O/O2=1.23

Catodo(-):EoCu2+/Cu=0.34 V; EoZn2+/Zn=-0.76 V;EoAg+/Ag=0.80 V; EoH3O+/ H2=0 V;H2O/H2=-0.83 V

Ordine di scarica: Anodo: E OH- /O2=1.17=E H2O/O2=1.17 V Catodo:E Ag+/Ag=+0.56V;E Cu2+/Cu=0.28V, E H3O+/H2=-0.059V; E Zn2+=-0.79V

1) per quel che riguarda la prima domanda, per calcolarmi l'ordine di scarica, io so che al catodo si riduce la specie che presenta il potenziale standard  di riduzione più elevato, all'anodo si ossida la specie che presenta il potenziale standard di riduzione più basso.

2) Per la seconda, io devo calcolarmi la ddp da applicare al catodo per avere la riduzione degli ioni Ag+ , quindi considero di volta in volta una semicella costituita da un catodo contenente Ag+ (che si riduce ad argento metallico), ed un anodo costituito di volta in volta da Cu+2, Zn+2, SO4 --.

Da qui, mi calcolo i rispettivi potenziali, ma qualcosa non mi torna con la "classificazione"dei risultati.

Grazie a tutti, come sempre.

LuiCap

2016-06-30 17:25

1) No Mariù, una cella elettrolitica è esattamente l'opposto di una cella elettrochimica.

Nella cella elettrochimica (o pila) si sfrutta l'energia chimica che scaturisce da una redox spontanea e la si trasforma in energia elettrica.

Nella cella elettolitica (scissione mediante elettricità) si utilizza energia elettrica per far avvenire una redox non spontanea fornendogli l'energia richiesta.

In entrambi i processi:

- all'Anodo avviene l'Ossidazione (i due sostantivi iniziano entrambi per vocale)

- al Catodo avviene la Riduzione (i due sostantivi iniziano entrambi per consonante)

Nella cella elettrochimica: Anodo polo negativo e Catodo polo positivo. E cella = E catodo - E anodo, è sempre un valore positivo.

Nella cella elettrolitica: Catodo polo negativo e Anodo polo positivo. E cella = E catodo - E anodo, è sempre un valore negativo.

Mariù

2016-06-30 17:39

Ah ecco, è una cella elettrolitica. 

Quindi il mio ragionamento va fatto all'inverso, sia per l'ordine di scarica per per il calcolo della d.d.p?

Grazie Luisa, preziosissima.

LuiCap

2016-06-30 17:42

Esatto.

C'è scritto "... viene sottoposta ad elettrolisi..." ;-)

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