Elettrolisi

[Vicia]

Buongiorno  a tutti
Volevo chiedervi come risolvereste questo esercizio in allegato. 
Io avevo pensato di trovare il tempo dalla seguente relazione: t=Q/I . Per riuscire a calcolarlo ovviamente mi necessitano: Q, neq e i grammi depositati. Nel testo parla di sviluppo di gas anodico misurato in condizioni normali. Quindi avevo pensato di trovare le moli depositate nell'anodo dalla legge di stato dei gas. Adesso dovrei trovare il peso equivalente. Però devo fare riferimento alla molecola quindi a AgNO3? Non so come continuare

[LuiCap]

Nella soluzione acquosa di AgNO3 sono presenti: ioni Ag+, ioni NO3- e H2O.

Al catodo (-) avviene la seguente semireazione di riduzione:
Ag+ + e- Ag(s).................................................E° = 0,7996 V

All'anodo (+) avviene la seguente reazione di ossidazione:
2 H2O O2(g) + 4 H+ + 4 e-.................................E° = 1,229 V

Perciò la redox che avviene durante l'elettrolisi è:
2 H2O + 4 Ag+ O2(g) + 4 H+ + 4 Ag(s)

Prova a vedere se con queste indicazioni riesci a proseguire.

[Vicia]

Dalla reazione globale che ha scritto, concludo che il volume di gas fa riferimento ad H+ e O2, e poi che si deposita Ag solido.
Quindi devo trovare quanto tempo è necessario per far si che si sviluppi il volume gassoso. Per farlo trovo il peso equivalente di H2O che è uguale a 4,5 g/eq^-1 perchè divido 18 per 4 . Per trovare neq divido 0,56 per il peso equivalente, dove 0,56 sono i grammi di H2O (derivati da volume e ricordando che la densità dell'acqua è uguale a uno. Questo però non mi convince forse). Dopo di che trovo Q che è uguale a 12007,02 C e infine il tempo dividendo per 5, trovando che è uguale a 40 minuti circa. Giusto?

[LuiCap]

Il PE dell'H2O è MM/2 = 18/2 = 9 g/eq perché nella semireazione di ossidazione ogni mole di H2O libera 2 e-.
Il PE dell'O2 è MM/4 = 32/4 = 8 g/eq perché nella semireazione di ossidazione si ottengono 1 mole di O2 e 4 e-.

   

[Vicia]

Non posso trovare il numero di moli di ossigeno dall'equazione di stato dei gas ideali? n=PV/RT

[LuiCap]

Ovvio che sì , ricordando che le c.n. per un gas sono 273,15 K e 101,325 kPa.

[Vicia]

Perfetto, grazie

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Avrei un altro esercizio con l'elettrolisi che mi da problemi nella risoluzione.
La risoluzione è scorretta vero?

[LuiCap]

Neppure a me viene il risultato indicato.
Il fatto strano (non riesco a capire se sia una coincidenza) è che mi risulta 1/10 del volume di H2 indicato nel testo.

   

[Vicia]

Perchè le moli necessarie a depositare H2 sono date dalla differenza del numero di moli equivalenti di Ni e le moli depositate?
Un'altra cosa, ma la reazione all'anodo più corretta da utilizzare non dovrebbe essere: H2 + 2OH- -> 2H2O + 2e- ?

[LuiCap]

Il testo dice che "si ottengono al catodo sia nichel che idrogeno".
Affinché questo avvenga le semireazioni di riduzione che devono aver luogo al catodo (polo -) sono:
Ni2+ + 2 e- Ni(s)....................E° = -0,26 V
2 H+ + 2 e- H2(g)..................E° = 0 V
Perciò l'anodo (polo +) deve essere un semielemento avente un E° > di quello del catodo; può essere:
O2(g) + 4 H+ (pH = 7) + 4 e- 2 H2O...........E° = +0,815 V
oppure:
O2(g) + 4 H+ (pH < 7) + 4 e- 2 H2O...........E° = +1,223 V

Non sono convintissima della mia risoluzione, però nemmeno la tua mi convince perché non tiene per niente conto del fatto che si sono depositati 49,2 g di Ni(s).

Un'altra soluzione potrebbe essere questa:
Secondo la reazione che ho scritto nel precedente allegato, le moli di zinco che si depositano sono uguali alle moli di idrogeno che si svolgono, cioè 0,838 mol H2.
V H2 a 0°C e 1 atm = 0,838 · 0,0821 · 273 / 1 = 18,80 L
Ma in questo modo non si utilizzano per niente i dati del tempo (2 ore) e di intensità di corrente (24,0 A).

Quindi, per il momento,