Esempiu di dumande di discussione in elettrochimica
L'elettrochimica hè una branca di a chimica chì studia a relazione trà e reazzioni chimiche è i cambiamenti di l'energia elettrica. In elettrochimica, ci sò dui cuncetti principali: l'ossidazione (a liberazione di l'elettroni) è a riduzione (u guadagnu di l'elettroni). Quessi prucessi ponu esse osservati in dui tippi di cellule elettrochimiche: cellule voltaiche (cellule galvaniche) è cellule elettrolitiche. Quì sottu sò alcuni esempi di prublemi è e so spiegazioni per aiutà vi à capisce l'elettrochimica.
Esempiu di dumanda 1: Pila voltaica
Quistione:
Data una cellula voltaica cù elettrodi di zincu (Zn) è di rame (Cu) cunnessi per mezu di un ponte salino. U Zn hè immersu in una soluzione 1 M di ZnSO4 è u Cu hè immersu in una soluzione 1 M di CuSO4. Scrivite e reazioni chì si verificanu à ogni elettrodu è calculate a differenza di putenziale (EMF) di a cellula voltaica. Dati standard di u putenziale di l'elettrodu:
E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V}
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Discussione:
U primu passu hè di determinà a reazione redox chì si verifica. In una cellula voltaica, una reazione redox spontanea si verifica induve
– U zincu (Zn) subisce l'ossidazione:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– U rame (Cu) subisce una riduzione:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
A reazione redox tutale in una cella voltaica hè:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Dopu, calculeremu a differenza di putenziale di a cellula:
\[ E_{\text{cella}} = E^o_{\text{catodu}} – E^o_{\text{anodu}} \]
Induve:
– U catodu hè l'elettrodu induve si faci a riduzzione (Cu).
– L'anodu hè l'elettrodu induve si faci l'ossidazione (Zn).
Cusì,
E_{\text{sel}} = 0.34 \text{V} – (-0.76 \text{V})
E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V}
Conclusioni:
– A reazione chì si faci à l'anodu (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– A reazione chì si faci à u catodu (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Differenza di putenziale cellulare (EMF): 1.10 V
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Esempiu di dumanda 2: Cella elettrolitica
Quistione:
In l'elettrolisi di una suluzione di NaCl, indicate e reazzioni chì si verificanu à u catodu è à l'anodu s'ellu si usa un elettrodu inerte, cum'è u platinu (Pt). Calculate a carica tutale necessaria per pruduce 1 grammu di Cl2. (Ar Cl = 35.5)
Discussione:
U primu passu hè di scrive e reazzioni chì si verificanu à ogni elettrodu in a suluzione di sale di NaCl.
– À u catodu (riduzione):
In questu prucessu, l'ioni H+ di l'acqua saranu ridutti:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– À l'anodu (ossidazione):
L'ione Cl- subiscerà l'ossidazione per diventà gas Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Reazione tutale:
Cusì a reazione tutale chì si verifica in l'elettrolisi di a suluzione di NaCl hè:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Per calculà a carica necessaria per pruduce 1 grammu di Cl2, ci vole à determinà u numeru di moli di Cl2:
Massa di Cl_2 = 1 gramma
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gramma/mol} \]
Numeru di moli di Cl_2 = 1/71 mol
Basatu annantu à l'equazione di reazione à l'anodu, 1 mol di Cl2 hè pruduttu da 2 mol d'elettroni:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
In altre parolle, 1 mole di Cl2 richiede 2 moli d'elettroni.
Numeru di moli d'elettroni:
Numeru di moli d'elettroni = 2 × 1/71 = 2/71 mol
A carica necessaria pò esse calculata aduprendu u valore di Faraday (F = 96485 C/mol e^-):
Q = n × F
Q = (2) / 71 mol) × 96485 C/mol
Q = 2718 C
Conclusioni:
– Reazione à u catodu:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reazione à l'anodu:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– A carica tutale necessaria per pruduce 1 grammu di Cl2 hè 2718 C.
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Esempiu 3: Relazione di Nernst è Cundizioni Non Standard
Quistione:
Calcula u putenziale di una cellula voltaica fatta da elettrodi Ag/Ag+ cù una cuncentrazione di ioni d'argentu di 0.1 M è elettrodi Zn/Zn2+ cù una cuncentrazione di 0.01 M. U putenziale standard di l'elettrodu hè:
E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V}
Discussione:
U primu passu hè di scrive e reazzioni chì si verificanu:
– Ossidazione à l'anodu (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Riduzione à u catodu (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Reazione tutale:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Basatu annantu à l'equazione di Nernst:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produttu}]}{[\text{reagente}]} \right) \]
Induve:
\[n = 2\]
Prima, calculate E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
Eo_{\text{Sel}} = 0.80 \text{V} – (-0.76 \text{V})
\[ E^o_{\text{Cella}} = 1.56 \, \text{V} \]
Dopu, calculà u putenziale cellulare attuale à a cuncentrazione data:
[E_{\text{Sel}} = 1.56, \text{V} – ( \frac{0.0592}{2} \right) \log ( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right)]
[E_{\text{Sel}} = 1.56, \text{V} – ( \frac{0.0592}{2} \right) \log ( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right)]
E_{\text{Sel}} = 1.56, V – 0.0296 log (0.01/0.01)
E_{\text{Cella}} = 1.56, \text{V}
Conclusioni:
– E reazzioni chì si verificanu à l'anodu è à u catodu fermanu listesse
– U putenziale di a cellula cù una data cuncentrazione hè 1.56 V
Questu articulu mostra cumu risolve parechji tipi di prublemi in elettrochimica, cumpresi i prublemi chì implicanu cellule voltaiche, cellule elettrolitiche è calculi chì utilizanu l'equazione di Nernst. Una cunniscenza approfondita di i principii daretu à e reazioni redox è a capacità di utilizà dati elettrochimichi sò essenziali per u successu in a risoluzione di questi tipi di prublemi.
