PROGRAMMA DELLE ESERCITAZIONI DEL CORSO DI CHIMICA

(Anno Accademico 2010-2011) Ripasso di nomenclatura inorganica. Mole, grammoatomo, peso molecolare. Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Leggi dei gas ideali. Propriet colligative delle soluzioni. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Entalpia di reazione (Legge di Hess). pH ed equilibri in soluzione acquosa. Equazione di Nernst relativa ad un elettrodo o ad una cella. Leggi di Faraday.

ELETTROLISI: processo in cui si fornisce energia elettrica per fare avvenire una reazione che avverrebbe spontaneamente in senso opposto

e-

NaCl fuso Al catodo (-) vanno i cationi (Na+) perch carico negativamente Allanodo (+) vanno gli anioni (Cl-) che si ossidano

COMPLESSIVAMENTE: Na+ + Cl- Na + Cl2

1a Legge di Faraday la quantit di sostanza che viene ossidata o ridotta (o che si scarica) ad un elettrodo proporzionale alla quantit di elettricit passata 2a Legge di Faraday una stessa quantit di elettricit (96500 Coulomb, 1 Faraday) separa da un elettrolita una quantit di sostanza corrispondente alla sua massa equivalente 1 F ~ 96.500 C 1C = 1 A x 1sIndica 1 mole di elettroni

La massa di un elemento che si deposita proporzionale alla quantit di elettricit (corrente elettrica) che si fornisce.

In questo caso (NaCl) con 1 mole di e- si deposita 1 mole di Na; 1 mole = 1 equivalente (depositati da 1F)

CARICA DI 1 ELETTRONE: 1.6022*10-19 Coulomb 1.6022*10-19 * NA = 96500 Coulomb = 1 F (Faraday)

Il coulomb (simbolo C), l'unit di misura derivata SI della carica elettrica, ed definita in termini di ampere: 1 coulomb la quantit di carica elettrica trasportata da una corrente di 1 ampere che scorre per 1 secondo.

Elettrolisi AlCl3

Catodo (-): Anodo (+):

Al3+ + 3 e Al 3Cl- 3/2 Cl2 + 3e

Al3+ + 3Cl- Al + 3/2 Cl2 2Al3+ + 6Cl- 2Al + 3Cl2

In questo caso per depositare 1 mole di Al servono tre moli di e- 3F 1F deposita 1/3 mole

Quanti grammi di Al sono depositati al catodo di una cella elettrolitica contenente AlCl3 fuso se passa una corrente di 2.6*10-1 A per 35 minuti? 1 COULOMB = 1 A * 1 sec. 2.6*10-1 A * 35*60 s = 5.46*102 C

1 F : 96500 C = x : 5.46*102 C

x = 5.46*102 / 96500 = 5.66*10-3 F

Al3+ + 3 e AlServono 3 F per depositare 1 mole di Al: 3 F : 1 mol = 5.66*10-3 F : x x = 0.0019 moli

0.0019* 27 = 0.0509 g

Elettrolisi dellacqua Allanodo (+) si sviluppa ossigeno al catodo (-) si sviluppa idrogeno .

Quanti Coulomb servono per preparare 20 litri di H2 (a 298 K e 1 atm) e quanti litri di O2 vengono prodotti contemporaneamente allanodo? ANODO (ossidazione): 6 H2O O2 + 4 e + 4 H3O+

CATODO (riduzione): 2 H2O + 2e H2 + 2 OHLa reazione complessiva nella cella elettrolitica si ottiene sommando reaz. I con la reaz. 2 ( moltiplicata x 2 per pareggiare il numero di elettroni) e sostituendo 4OH- + 4 H3O+ 10 H2O + 4 e O2 + 4 e + 8 H2O + 2 H2 2 H2O O2 + 2 H2 rapporto in moli = rapporto in volume

Calcolare la FEM di una cella costituita dalle seguenti semicelle: 1) Elettrodo di Ag in AgNO3 (1*10-3 M); 2) Elettrodo di Cu in CuSO4 1*10-5 M. Scrivere la notazione convenzionale della cella e la reazione redox totale. Calcolo il potenziale di riduzione di ciascuna semicella: E = E0 (0.0591/n)*log (1/ [Mn+]) Generica semi-reazione di riduzione: Mn+ + ne M

1) E = +0.799 - 0.0591*log (1/1*10-3) = 0.622 V 2) E = +0.337 (0.0591/2)*log (1/1*10-5) = 0.337 (0.02955*5) =0.189 V

La semicella 1) ha potenziale di riduzione maggiore, il catodo in cui Ag+ si riduce a Ag metallico. FEM = 0.622 0.189 = 0.433 V

Cu Cu++ + 2 e

2Ag+ + 2 e Ag-----------------------------------Cu + 2Ag+ Cu++ + 2 Ag CuCu++ (1*10-5 M) Ag+ (1*10-3 M)Ag Data la reazione totale possibile scrivere lequazione di Nernst per la cella intera: Specie che si ossida E = (Ecat Ean) 0.0591/2 log [Cu++] / [Ag+]2 Specie che si riduce E della specie che si riduce E della specie che si ossida

POTENZIALE DI ELETTRODO (O DI SEMICELLA) Generica semi-reazione di un metallo M in soluzione Mn+ Mn+ + ne M (riduzione)

E = E - RT/nF *ln (1/[Mn+]) = E - 0.059/n*log (1/ [Mn+])

POTENZIALE DI CELLA = F.E.M. = TENSIONE a) Si hanno 2 semi-reazioni: bisogna capire prima qual la semicella anodica e quale catodica. b) Calcolo i potenziali di riduzione delle due semicelle. c) La semicella con potenziale di riduzione maggiore la semicella catodica.

Calcolare la f.e.m. a 25 C della pila Cu/Cu2+ // Ag+ / Ag sapendo che la concentrazione molare degli ioni Ag+ vale 0.1 moli/L e quella degli ioni Cu2+ 0.05 moli/L.

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

Zn / Zn2+ (10 M) // Zn2+ (0.001 M) /Zn

EZn/Zn++ = -0.763 V

E1 = -0.763 (0.0591/2)log (1/10) = -0.7335 V (catodo riduzione) E2 = -0.763 (0.0591/2)log (1/0.001) = -0.8515 V Ecella = -0.7335 (-0.8515) = 0.118 V

Calcolare la f.e.m. della seguente pila a concentrazione a 25 C. Ag / AgNO3 (10M) // AgNO3 (0.001 M) /Ag

Un elettrodo di platino (inerte) immerso in una soluzione acquosa in cui [Fe3+] = 0.2 M e [Fe 2+] = 0.4 M. Calcolare il potenziale effettivo dellelettrodo sapendo che il potenziale standard della coppia Fe3+/Fe2+ vale 0.771 V.

Calcolare la f.e.m. (in Volt) a 25C di una pila costituita da : un semielemento costituito da una lamina di ferro immersa in una soluzione 0.2 M di FeSO4 un semielemento costituito da una lamina di piombo immersa in una soluzione di PbNO3 0.01 M.

Calcolare il potenziale (in Volt) d'elettrodo di una lamina di rame immersa in una soluzione ottenuta sciogliendo 32,7 g di solfato rameico in 10 litri di acqua

Elettrolizzando con una corrente di 10 A una soluzione di KOH, si raccolgono agli elettrodi 3 litri di gas a 20 C e 1 atm. Quanto tempo durata lelettrolisi?

In 3 litri di gas si hanno: 2 litri di idrogeno e 1 litro di ossigeno

n = PV/RT = (1*3)/(0.082*293) = 0.1248 moli di gas 4 moli di e : 3 moli di gas = X moli di e : 0.1248 moli di gas x = 0.1664 moli di e 1 mole di e : 96500 C = 0.1664 moli di e : x x = 16058 C

C = A * s s = 16058 /10 = 1606 s (ca. 27 min.)

Nellelettrolisi di una soluzione acquosa concentrata di NaCl si sviluppano agli elettrodi H2 e Cl2. Calcolare le moli di Cl2 prodotto dopo 3 ore di elettrolisi con una corrente di 0.3 A.

Il passaggio di 2 moli di e libera 1 mole di Cl2 (ovvero 2*96500 C) = 193000 C 0.3 A * 3 * 3600 = 3240 C 193000 C : 1 = 3240 C : x x 0.0168 moli di Cl2

Una soluzione di BiCl3 viene elettrolizzata con una corrente di 5 A per 30 minuti. Calcolare i grammi di Bi(s) depositato al catodo della cella.

3 F : 1 mole di Bi = 0.093 F : x 0.031*208.9 = 6.48 g di Bi

x = 0.093 / 3 = 0.031 moli di Bi

Una soluzione di BiCl3 sottoposta a elettrolisi. Allanodo si sviluppano 9.95 g di Cl2. Calcolare i grammi di Bi (s) che si depositano al catodo della stessa cella.

Per 3 moli di Cl2 se ne formano 2 di Bi n Cl2 = 9.95 g / 71 g/mol = 0.14 moli n Bi = 0.14 * 2/3 = 0.093 moli g (Bi) = 0.093*208.9 (M.M.) = 19.43 g

Quanti litri di ossigeno a 273 K e 1 atm si ottengono da una soluzione di NiSO4 elettrolizzata per 45 minuti con una corrente di 4 A?

Una pila costituita da un elettrodo di Fe e da uno di Sn, entrambi del peso di 15 g, immersi rispettivamente in soluzioni di ioni Fe2+ e Sn2+. Calcolare il peso dellelettrodo di Sn a pila completamente scarica.

La pila si scarica quando lanodo consumato!

Nella batteria al piombo acido la semireazione anodica : Pb + HSO4- + H2O PbSO4 + H3O+ + 2e Calcolare i grammi di piombo necessari affinch la batteria sia in grado di erogare 50 amperora (1Ah = 1 A * 1 h)

50 Ah = 50 * 3600 = 180000 C 180000/96500 = 1.87 FCon 1 mole di Pb si generano 2 moli di e (2F) 1 : 2 = x : 1.87 x = 0.935 moli di Pb

g = 0.935 *207.2 = 193.7 g Pb