Esercizi di elettrochimica

Buongiorno! 

cavalcando l'onda di pile ed elettrochimica, sono dubbioso di fronte alla soluzione di questo esercizio.

Svolgendo più di una volta il conto... ho tra le mani un pH che entra nella zona alcalina, dunque non potrei più trascurare gli OH- provenienti dall'autoprotolisi dell'acqua. Caso così sfortunato da giungere ad una equazione di III grado non potendo trascurare niente? O mi sta sfuggendo qualcosa? 

Sempre a riguardo... le difficoltà non finiscono. 

Ho difficoltà nell'interpretazione dopo che aggiungo il sale.

La pila l'ho schematizzata così

Sn | Sol. acq. con SnCl2 e [Sn2+]=1e-2 M || Sol. acq. con NaBr e [Na+]=3e-2 M | Pt Br2(g) P=1 atm.

Aggiugendo AgNO3 --> Ag+ + NO3-, la concentrazione Sn2+ mi sembra che non cambi, in quanto pure se considerassi la formazione del sale Sn(NO3)2, non avendo la Kso di questo immagino che sia un sale dissociato completamente in acqua e nel calcolo del potenziale di questo elettrodo niente cambierebbe rispetto a prima, essendo l'attività di Sn2+ l'unica variabile in gioco.

A dx invece la situazione cambia. NaBr --> Na+ + Br- 

Br- + Ag+ --> AgBr, dunque sono in presenza di un sale poco solubile per cui è possibile scrivere:

AgBr <==> Ag+ + Br- con Kso=[Ag+][Br-]

A questo punto, visto che mi interessa conoscere la concentrazione effettiva di [Br-] che partecipa alla reazione redox con il Pt e Br2 imposto il classico schema d'equilibrio in cui M(i) [Ag+]=0.1 (proveniente dal sale introdotto) e [Br-]=3e-2 proveniente dal sale già presente in soluzione acquosa. Risolvendo l'equazione di secondo grado, x(=-Mx)=3e-2 e dunque significherebbe che non è più presente Br- in soluzione. Non nasce più una reazione redox nell'elettrodo di destra e la pila cessa di funzionare?

Altro esercizio che non mando giù...  1) Sono partito dall'analisi della cella in cui avviene l'elettrolisi.  Le reazioni che possono avvenire all'anodo (+) di ossidazione sono: 2Cl- --> Cl2 + 2e-     {E°(Cl2/Cl-) = 1.358 V} 6 H2O --> O2 + 4e- + 4H3O+     {E°(O2/H2O) = 0.403 V} Le reazioni che possono avvenire al catodo (-) di riduzione sono:  K+ + e- --> K     {E°(K+/K) = -2.7 V} 2 H2O + 2e- --> 2H2 + 2OH-    {E°(H2O/H2) = -0.826 V} 2) Guardando la pilla e vedendo la presenza di H2 come gas all'elettrodo di sinistra, mi son detto che l'unica strada che potessi perseguire era impostando la classica: 2H3O+ + 2e- --> H2 + H2O. Nella cella in cui avviene l'elettrolisi dunque all'anodo non posso che avere la riduzione dell'acqua con sviluppo di O2 e di ioni H3O+. Di contro al catodo è il potassio che si riduce, anche per il suo forte potere ossidante rispetto sempre all'acqua.  3) Impostando la f.e.m. nella pila dunque, riesco a trovarmi agilmente il potenziale di destra, in cui a partire dagli ioni H3O+ provenienti dall'acido forte: E(dx)=E°(H3O+/H2)+0.0591/2*log([H3O+]^2) = -1.690e-1 V. Con la f.e.m. nota posso calcolarmi la concentrazione di H3O+ nell'E(sx), solo che qui mi è nato un forte dubbio: f.e.m = E+ - E-? Chi prendo come E+ ed E-? Secondo convenzione, si scrive a sinistra l'elettrodo che ha polarità negativa, cosicché gli elettroni girino in senso antiorario... però non lo darei mai per scontato e cerco di verificarlo sempre. Dunque a seconda che scelta E(dx) + o -, il valore di E(sx) cambia... in quanto avrei o E-=(E+)-fem. oppure E+=fem+(E-).  

Esercizio 3: Non ti sta sfuggendo nulla... nel comparto di sinistra bisogna per forza risolvere l'equazione di terzo grado. A me risulta [H3O+] = 1,246*10^-7 mol/L.

---

Esercizio 1: Dopo l'aggiunta di 0,1 mol/L di Ag+ il potenziale all'anodo non varia, quello al catodo diminuisce perché si forma il composto poco solubile AgBr solido. Hai però sbagliato l'impostazione del calcolo. L'AgBr si forma in presenza di 0,07 mol/L di ione in comune Ag+,perciò l'equazione da risolvere è 7,7*10^-10 = (0,07+x)x, dove x = [Br-]. In questo momento non ho a disposizione la calcolatrice.

---

Esercizio 4: Il dubbio è legittimo, ma penso che la pila sia schematizzata secondo convenzione con il comparto anodico a sinistra. Avevo svolto tutti i calcoli, anche considerando il comparto anodico a destra, ma in quest'ultimo caso il tempo di funzionamento della cella elettrolitica risultava un valore numerico in secondi estremamente basso. Come ho già detto prima ora non riesco a rifarlo e neppure a scriverti i risultati che avevo trovato.

OT: situazione ridicola, ma nella stanza dove ho il PC, la calcolatrice, lo scanner e tutti gli armamentari del mestiere mi è entrato un pipistrello e sono uscita a gambe levate chiudendo la porta. Se domani trovo il coraggio di entrare provo a rifare qualche calcolo.

Fantastico 😂😂 Cercava un po' di compagnia per passare la notte. Con i ragazzi a volte ci divertiamo a cantare questa:

https://youtu.be/ymlxVUhbMgA

LuiCap ha scritto:

Esercizio 3: Non ti sta sfuggendo nulla... nel comparto di sinistra bisogna per forza risolvere l'equazione di terzo grado. A me risulta [H3O+] = 1,246*10^-7 mol/L.

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Esercizio 1: Dopo l'aggiunta di 0,1 mol/L di Ag+ il potenziale all'anodo non varia, quello al catodo diminuisce perché si forma il composto poco solubile AgBr solido. Hai però sbagliato l'impostazione del calcolo. L'AgBr si forma in presenza di 0,07 mol/L di ione in comune Ag+,perciò l'equazione da risolvere è 7,7*10^-10 = (0,07+x)x, dove x = [Br-]. In questo momento non ho a disposizione la calcolatrice.

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Esercizio 4: Il dubbio è legittimo, ma penso che la pila sia schematizzata secondo convenzione con il comparto anodico a sinistra. Avevo svolto tutti i calcoli, anche considerando il comparto anodico a destra, ma in quest'ultimo caso il tempo di funzionamento della cella elettrolitica risultava un valore numerico in secondi estremamente basso. Come ho già detto prima ora non riesco a rifarlo e neppure a scriverti i risultati che avevo trovato.

Buongiorno! Divento operativo...

Esercizio 3: cavolo... non ne ho mai risolta una a mano e non credo sia possibile senza un calcolatore risolverla a mano! La mia calcolatrice non ne risolve, nonostante sia una scientifica con cui riesco praticamente a farci tutto fino ad oggi. Forse quando entrerò nel mondo di elettrotecnica ne sentirò il bisogno, ma per il momento volevo evitarne l'acquisto. Dovesse capitare al compito, dopo aver accertato l'inaccettabilità della soluzione lascerei l'equazione impostata. Bella rogna...

Esercizio 1: da dove esce fuori 0.07 mol/L? E' per caso concentrazione per coefficiente di attività? Nel caso a me risulta 0.087 mol/L.

Esercizio 4: Ok, allora procedo in questo modo!

Esercizio 3

E si bella rogna, io comodamente da casa uso questo programma:

http://utenti.quipo.it/base5/numeri/equasolutore.htm

che certamente ad un esame non si può utilizzare.

Esercizio 1

In presenza di uno ione in comune io imposto i calcoli in due passaggi:

- in prima approssimazione, considero completa la reazione che avviene tra Br- e Ag+ e calcolo quale dei due reagenti rimane in eccesso;

- poi imposto l'equilibrio di solubilità del composto poco solubile in presenza del reagente in eccesso che agisce da ione in comune:

---

Esercizio 4

A mio parere la reazione che avviene nella cella elettrolitica è:

2 Cl- + 2 H2O --> Cl2 + H2 + 2OH-

http://lnx.didascienze.org/didablog/2011/05/elettrolisi-del-naclaq/

LuiCap ha scritto:

Esercizio 3

E si bella rogna, io comodamente da casa uso questo programma:

http://utenti.quipo.it/base5/numeri/equasolutore.htm

che certamente ad un esame non si può utilizzare.

Esercizio 1

In presenza di uno ione in comune io imposto i calcoli in due passaggi:

- in prima approssimazione, considero completa la reazione che avviene tra Br- e Ag+ e calcolo quale dei due reagenti rimane in eccesso;

- poi imposto l'equilibrio di solubilità del composto poco solubile in presenza del reagente in eccesso che agisce da ione in comune:

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Esercizio 4

A mio parere la reazione che avviene nella cella elettrolitica è:

2 Cl- + 2 H2O --> Cl2 + H2 + 2OH-

http://lnx.didascienze.org/didablog/2011/05/elettrolisi-del-naclaq/

Esercizio 4: ho appena finito di svolgerlo, piuttosto lentamente per fissare un po' la teoria dietro e voglio riportare con cura tutto il processo logico che ho seguito:

Cella elettrolitica KCl: ioni presenti sono K+ Cl- H2O (H3O+/OH)

Polo negativo (catodo) dove sono sollecitate le riduzioni. Le possibili scritte in forma ridotta:

K+ + e- --> K     E=E°(K+/K)+0.0591/2*log([K+])=-2.738 V

2H3O+ + 2e- --> H2 + 2H2O     E=E°(H3O+/H2)+0.0591/2*log([H3O+]^2) = -0.414 V

Quale delle due riduzioni avviene? Quella che ha potere ossidante maggiore (potenziale più grande) e in questo caso, senza considerare i termini correttivi delle sovratensioni delle due specie, è l'acqua i quali ioni H3O+ (concentrazione 10^-7) riducendosi sviluppano H2. 

Polo positivo (anodo) dove sono sollecitate le ossidazioni. Le possibili scritte in forma ridotta: 

Cl2 + 2e- --> 2Cl-    E=E°(Cl2/Cl-)+0.0591/2*log(1/[Cl-]^2) = 1.437 V

O2 + 4e- + 4H3O+ --> 6 H2O   E=E°(O2-H3O+/H2O)+0.0591/4*log([H3O+]^4) = 0.816 V

Quale delle due ossidazioni avviene? Quella che ha potere riducente maggiore (potenziale più piccolo) e in questo caso, senza considerare i termini correttivi delle sovratensioni delle due specie, è l'acqua e l'ossigeno ossidandosi genera O2 e in soluzione restano H3O+.

Quindi ai due elettrodi di platino si ha sviluppo di O2 e H2. Non dico di essere sicurissimo ma ho seguito un paio di discussioni guidate simili sul libro di testo. 

A questo punto, tenendo conto della convenzione anodo a sinistra della pila, ho calcolato la concentrazione degli ioni H3O+ presenti nella soluzione affinché si generi la f.e.m. indicata e si sviluppi H2 e [H3O+]=2.040e^-13.

Da p(rendimento)=I(teorica)/I(sperimentale) ricavo che I(teorica)=I(sperimentale)*p=16.8A.

Il tempo di elettrolisi t=Q(carica)/I(teorica) e resta da calcolare solo la carica. Ho prima pensato alla variazione di H3O+ nella cella elettrolitica, pari circa a 9,99e-8, l'ho moltiplicata per il volume (=46L) e ho ottenuto le n moli di H+ consumate. 

Dalla considerazione che n moli H = n eq, ho impostato la proporzione 1F:1eq=x:4.5954e-6 (moli di H+) e la quantità di carica circolata è stata di 2.1e10 C. 

Ho tra le mani un tempo di 1.25e9 s e se non ho fatto male i conti... siamo davanti ad un caso di elettrolisi di 40 anni.   Risultato assurdo... e devo essermi incagliato in qualcosa.

Vedendo il link, non mi tornano i potenziali standard E°, che ho riportato nei post precedenti... 

LuiCap ha scritto:

Esercizio 1 In presenza di uno ione in comune io imposto i calcoli in due passaggi: - in prima approssimazione, considero completa la reazione che avviene tra Br- e Ag+ e calcolo quale dei due reagenti rimane in eccesso; - poi imposto l'equilibrio di solubilità del composto poco solubile in presenza del reagente in eccesso che agisce da ione in comune.

Giusto giusto giusto! . Ancora mi lascio sfuggire ogni tanto la prima reazione diretta che porta a formare prima il sale e solo poi calcolare l'equilibrio per individuare la solubilità. A tal proposito, volevo condividere un'idea, che non so se possa funzionare e più tardi mi piacerebbe fare quattro conti per vedere cosa esce fuori. Riguarda l'esercizio 3 in cui risolvere l'equazione di terzo grado. In soluzione acquosa ho NH4Cl a concentrazione nota. Potrei pensare la soluzione come NH3 + HCl --> NH4Cl E quindi operare seguendo questi step: NH3(=moli di NH4 + x che non conosco) + H+ (=moli di Cl-, note a partire dalla concentrazione di NH4Cl) --> NH4+, con il K=1/Ka=Kb/Kw=1,8e^9 (reazione completa) e conoscendo la concentrazione di NH4+ ricavare quella di NH3 ipotetico. A partire da questo dato, impostando le moli all'equilibrio di NH4+ (iniziali) e NH3 (ricavate), con NH4+ <==> NH3 + H+ trovare la [H+] con il Ka. Non vorrei che il passo falso possa essere considerare utile la [NH3] ricavata.

LuiCap ha scritto:

Esercizio 4 A mio parere la reazione che avviene nella cella elettrolitica è: 2 Cl- + 2 H2O --> Cl2 + H2 + 2OH-

Su questo ho scritto qualche riga nel post precedente a questo!

Ho rivisto tutto il procedimento dell'esercizio con cella elettrolitica e cella elettrochimica e, sperando di non aver commesso errori (sono in ansia perché il pipistrello è ancora nella stanza, ne sono certa, ma starà dormendo ben nascosto... se salta fuori mollo di nuovo tutto!!!), lo allego:

Grazie! Ci sono quasi... ho recuperato il pezzo che mi mancava. Procedendo però per la mia strada, non riesco a giungere allo stesso risultato. Nel processo di riduzione che avviene al polo negativo (catodo) della cella elettrolitica, avevo scritto la reazione in questo modo: 2H3O+ + 2e- --> H2 + 2H2O, il che non cambia nulla nel potenziale. La concentrazione di H3O+ finale, ricavata dalla fem della pila, è 2.040e-13. A questo punto volevo procedere impostando lo schema dell'equilibrio a partire dalla reazione sopra scritta: Ci H3O+=1.0e-7 e H2=0 deltaC H3O+=-2x H2=+x Cf=2.040e-13 (il risultato ottenuto in precedenza) H2=+x Ricavando x da 1.0e-7 - 2x = 2.040e-13 --> x=5e-7=Cf H2 A questo punto, procedendo in modo analogo si giunge a un risultato diverso :O Dov'è che sbaglio nel trovare il punto di giuntura? P.s. com'è finita con il pipistrello?

Torno sui miei passi e, supportata da quest'altro video che ho trovato in rete:

http://www.raiscuola.rai.it/articoli/elettrolisi-di-una-soluzione-l%E2%80%98elettrochimica/7801/default.aspx

durante il processo di elettrolisi di un cloruro in soluzione acquosa non avviene questa reazione:

a) 2H2O --> 2H2 + O2

bensì quest'altra:

b) 2Cl- + 2H2O --> Cl2 + H2 + 2OH-

Quindi all'anodo non avviene questa ossidazione:

c) 2 H2O --> O2 + 4H+ + 4e-

bensì quest'altra:

d) 2Cl- --> Cl2 + 2e-

È questa, per il momento, l'unica spiegazione che riesco a trovare per dimostrare numericamente perché il calcolo che ho fatto basato sulla variazione della concentrazione degli ioni OH- funziona, mentre quello basato sulla variazione della concentrazione degli ioni H+ fornisce un risultato diverso; molto semplicemente perché la reazione c) non avviene!!!

P.S. Il pipistrello è lì, ben nascosto, che se la ride della mia paura.

E' una situazione che non riesco ancora a chiarire... Stavo riguardando gli esempi proposti sul mio libro di testo e anche delle immagini su internet. Nell'esempio illustrativo si tratta di una elettrolisi di HCl 0.1 F con entrambi gli elettrodi di platino platinato. Quando arriva a trattare il polo positivo (anodo) in cui sono sollecitate le ossidazioni, calcola i potenziali delle due reazioni possibili: O2 + 4H3O+ + 4e- <==> 6 H2O con E°=1.23 V e siccome [H3O+] = 0.1 --> E=1.171 V. Poi somma la sovratensione 1mA cm^-2 di 0.398V e il potenziale anodico risulta così pari a 1,57 V. Cl2 + 2e- <==> 2Cl- con E°=1.36 V e siccome [Cl-] = 0.1 alla P=1 atm --> E=1.36 V con sovratensione su platino platinato praticamente nulla. Poi confronta i due potenziali e dal confronto afferma che avverrà l'ossidazione del Cl- a Cl2, in quanto tra i due avviene la reazione con potenziale più riducente (più basso). Fin qui tutto chiarissimo, perché sono i numeri a parlare... e il senso fisico è comunque guidato dai numeri delle concentrazioni. Nell'esercizio corrente invece, nonostante la situazione sia molto simile, i numeri delle concentrazioni portano alla fine a risultati diversi. La reazione 2H2O --> O2 + 4H+ + 4e- ha un E=0,816 V e si arriva a massimo 1.214 V se si applica la stessa sovratensione di prima. La reazione 2Cl- --> Cl2 + 2e- ha un E=1,437 V. I numeri quindi dicono altro... L'unica strada per poter arrivare a pensare che E(O2-H3O+/H2O) > E(Cl2/Cl-) è che la prima abbia una sovratensione maggiore anche di 0.398 V. Io sul libro ho altri valori per le sovratensioni di formazione nello sviluppo di O2 in diverse condizioni di densità di corrente: - 10mA/cm^2 = 0.521 V - 100mA/cm^2 = 0.638 V - 1000mA/cm^2 = 0.766 V. Come collego però questi dati con quelli della corrente in mio possesso? Su uno slideplayer online invece, da una soluzione acquosa di KCl, dice a priori che si ha sviluppo di Cl2, nonostante anche il potenziale standard dell'ossidazione del Cl sia maggiore di quella dell'acqua. No sense...

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E poi... anche se la reazione del Cl2 avvenisse... il mio usare l'attività degli ioni [H3O+] proveniva dal fatto che avevo scritto in modo diverso la stessa reazione di riduzione al catodo, invece che con gli OH-, con gli H3O+ e infatti il risultato era esattamente il medesimo

Hai letto bene quanto scritto in questo link che avevo già postato???

http://lnx.didascienze.org/didablog/2011/05/elettrolisi-del-naclaq/

Cl2 + 2e- 2Cl- con E°=1.36 V 

siccome la reazione che avviene nella cella è quella di ossidazione e NON di riduzione… il potenziale cambia di segno 

-1,36 V

cordialmente

Francy

Mr.Hyde ha scritto:

Cl2 + 2e- 2Cl- con E°=1.36 V 

siccome la reazione che avviene nella cella è quella di ossidazione e NON di riduzione… il potenziale cambia di segno 

-1,36 V

cordialmente

Francy

Il segno algebrico del potenziale E° non dipende dal verso in cui è scritta la reazione

Sì avevo intuito il perché nel link fossero riportati negativamente... ma non hanno senso fisicamente perché il potenziale standard rappresenta dal punto di vista elettrico la "tensione" che c'è nell'interfase tra gli ioni e il metallo e non è che cambia di verso se la leggo come riduzione o ossidazione. Il suo valore in segno dunque rispetto all'elettrodo di riferimento non può variare. Però comunque ho trovato una tabella in Volt di sovratensioni e per l'ossigeno è pari a 0,77 V per 1A/cm^2 Quindi per la reazione 2H2O --> O2 + 4H+ + 4e- (scritta per convenzione come sempre in forma ridotta) ha un E=0,816 V che sommata alla sovratensione (in V e non mV) risulta essere pari a 1,586 V > 1,36 V del Cloro. Questa è la mia personale risposta definitiva al problema ahahah Ora devo risolvere la questione del perché, se scrivo la riduzione dell'acqua con gli H3O+ invece degli OH-, poi non torna lo schema dell'equilibrio

Come spieghi che la soluzione al termine dell'elettrolisi (soluzione A) sia nettamente basica???

Il segno algebrico del potenziale E° non dipende dal verso in cui è scritta la reazione

Sì avevo intuito il perché nel link fossero riportati negativamente... ma non hanno senso fisicamente perché il potenziale standard rappresenta dal punto di vista elettrico la "tensione" che c'è nell'interfase tra gli ioni e il metallo e non è che cambia di verso se la leggo come riduzione o ossidazione. Il suo valore in segno dunque rispetto all'elettrodo di riferimento non può variare.

Scusate … ma non me lo sono inventato ... i potenziali standard di riduzione , non possono coincidere con quelli standard di ossidazione , non lo dico io per presa di posizione 

1-lo dice anche qui fonte wiki)

Qualche tempo fa, molti stati, fra cui gli USA e il Canada, utilizzavano i potenziali standard di ossidazione al posto dei potenziali di riduzione. I potenziali standard di ossidazione sono semplicemente i potenziali di riduzione "cambiati di segno", quindi non si tratta di un grosso problema nei calcoli. Comunque, poiché essi possono essere anche letti come "potenziali redox", la IUPAC preferisce le locuzioni "potenziali di riduzione" ( E 0 r {\displaystyle E_{0}^{r}} [img=20x20]https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ffa2051723ea094bedb7c65b462b6288352b0882[/img]) e "potenziali di ossidazione" ( E 0 o {\displaystyle E_{0}^{o}} [img=20x20]https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8ecc4feaf61325254aa6c1e8bd52f94606d6bc51[/img]). 

2-lo dice qui :fonte IUPAC gold book

Any oxidation-reduction (redox) reaction can be divided into two half reactions: one in which a chemical species undergoes oxidation and one in which another chemical species undergoes reduction. If a half- reaction is written as a reduction, the driving force is the reduction potential. If the half-reaction is written as oxidation, the driving force is the oxidation potential related to the reduction potential by a "sign change".

3-lo dice qui : fonte wiki

Ossidazione in elettrochimica[modifica | https://it.wikipedia.org/w/index.php?title=Ossidazione&action=edit&section=2modifica wikitesto]

In una https://it.wikipedia.org/wiki/Cella_elettrochimicacella elettrochimica ogni ossidazione avviene contemporaneamente a una riduzionehttps://it.wikipedia.org/wiki/Ossidazione#cite_note-APDST-1[1] in un processo che prende il nome generico di https://it.wikipedia.org/wiki/Ossido-riduzioneossido-riduzione, spesso abbreviato in redox.

Nei processi https://it.wikipedia.org/wiki/Elettrochimicaelettrochimici a ogni reazione di ossidazione è associato un https://it.wikipedia.org/wiki/Potenziale_elettricopotenziale elettrico che corrisponde al potenziale della reazione inversa, di https://it.wikipedia.org/wiki/Riduzione_(chimica)riduzione, "cambiato di segno".

-lo dice anche qui : fonte libro di chimica generale per istituti tecnici

Francy, intendevo dire per capire quali sono le due semireazioni che avvengono si devono utilizzare i potenziali normali di riduzione oppure quelli normali di ossidazione che hanno lo stesso valore numerico ma segno algebrico opposto.

Mr.Hyde ha scritto:

Scusate … ma non me lo sono inventato ... i potenziali standard di riduzione , non possono coincidere con quelli standard di ossidazione , non lo dico io per presa di posizione 

Interessante analisi, non mi era mai stato proposto di riflettere sul segno opposto. Di fatto, il meccanismo che c'è dietro penso sia lo scambio di polarità rispetto all'elettrodo di riferimento. 

Resta di fatto che per il confronto devo usare sempre quelli proposti in forma ridotta . Il pezzo che mancava era la sovratensione.

Per

LuiCap ha scritto:

Come spieghi che la soluzione al termine dell'elettrolisi (soluzione A) sia nettamente basica???"

, ho avuto l'eureka stamattina mentre ero in doccia (si diventa matti a studiare ingegneria). Non mettevo in dubbio che la soluzione fosse basica, però non comprendevo l'inghippo in cui ero caduto. Semplicemente avevo scritto la reazione di riduzione al catodo (polo positivo) della cella elettrolitica prima ancora di conoscere il suo pH. Quindi nell'equivalenza tra la riduzione dell'H2O in ambiente basico o quella in ambiente acido, avevo arbitrariamente scelto questa per simpatia. Avessi scoperto prima il pH, avrei sicuramente bilanciato le cariche negative con gli OH- e avrei chiuso prima il cerchio.

Per questo esercizio credo sia davvero tutto... e nonostante il tempo passato su, mi aiutato a fissare molti punti, cruciali per un testo di esame. Grazie a tutti!

Fermio ha scritto:

ho avuto l'eureka stamattina mentre ero in doccia (si diventa matti a studiare ingegneria). Non mettevo in dubbio che la soluzione fosse basica, però non comprendevo l'inghippo in cui ero caduto. Semplicemente avevo scritto la reazione di riduzione al catodo (polo positivo) della cella elettrolitica prima ancora di conoscere il suo pH. Quindi nell'equivalenza tra la riduzione dell'H2O in ambiente basico o quella in ambiente acido, avevo arbitrariamente scelto questa per simpatia. Avessi scoperto prima il pH, avrei sicuramente bilanciato le cariche negative con gli OH- e avrei chiuso prima il cerchio.

Per questo esercizio credo sia davvero tutto... e nonostante il tempo passato su, mi aiutato a fissare molti punti, cruciali per un testo di esame. Grazie a tutti!

Di certo è la stanchezza, ma nella cella elettrolitica il catodo è il polo negativo al quale avviene la riduzione della specie con potenziale di riduzione maggiore; l'anodo è il polo positivo al quale avviene l'ossidazione della specie con potenziale di riduzione minore.

Eppure dovrei saperlo che il testo va letto più e più volte... avevo letto le note finali eccetto l'ultima riga, quella della sovratensioni che è fondamentale per la risoluzione. Diamo la colpa a Mr. Pippi!!!

Svista mia! Catodo (riduzione sia per la pila che per l'elettrolisi) è polo negativo nella cella elettrolitica, altrimenti chi glieli dà gli elettroni se non il polo negativo ahaha grazie!