Ci sono alcuni passaggi sbagliati nel procedimento che hai svolto.
Il primo è la tabella delle moli dell'equilibrio di solubilità dello Zn(OH)2, che vedrai corretto nell'allegato.
Il secondo è che hai invertito catodo e anodo; il risultato del tuo calcolo è -0,37 V, non 0,37 V, il che non risulta possibile (la fem di una pila è sempre un valore maggiore di 0).
L'elettrodo di zinco è un elettrodo di prima specie, nel quale una barretta di Zn metallico (specie ridotta) è immersa in una soluzione acquosa di ioni Zn2+ (specie ossidata).
Se la concentrazione dello Zn2+ è 1 M, abbiamo un elettrodo standard di zinco in cui E = E° = -0,76 V.
L'altro elettrodo di zinco è formato sempre da una barretta di Zn metallico immersa in una soluzione satura a pH 12 di Zn(OH)2 solido.
Poiché lo Zn(OH)2 è un composto poco solubile in acqua (Ks = 2,0·10^-17) e siamo in presenza di una concentrazione abbastanza elevata di ioni OH- (0,01 mol/L), la [Zn2+] in soluzione acquosa è molto bassa, molto minore di quello dell'elettrodo standard; ne deriva che il potenziale di questa semicella è minore di -0,76 V.
Quindi l'elettrodo standard si comporta da catodo e dà luogo alla riduzione dello ione Zn2+:
Zn2+(catodo) + 2 e-
Zn(s)(catodo)
mentre l'altra semicella si comporta da anodo e dà luogo all'ossidazione dello Zn(s):
Zn(s)(anodo)
Zn2+(anodo) + 2 e-
Il processo ossidoriduttivo totale è dunque:
Zn2+(catodo) + Zn(s)(anodo)
Zn(s)(catodo) + Zn2+(anodo)
Durante il funzionamento della cella elettrochimica si ha:
- una diminuzione della [Zn2+] al catodo;
- un aumento della massa dello Zn(s) al catodo;
- un aumento della [Zn2+] all'anodo, con conseguente spostamento dell'equilibrio di solubilità dello Zn(OH)2 verso sinistra, ovvero un aumento della massa del corpo di fondo;
- una diminuzione della massa dello Zn(s) all'anodo.
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