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Elettrolisi di due celle in serie

Esercizio sull'elettrolisi di due celle in serie

Due celle elettrolitiche, la prima contenente una soluzione acquosa di AgNO3 e la seconda una soluzione acquosa di H2SO4, sono poste in serie.

Dopo il passaggio di una certa quantità di elettricità attraverso le due celle, sul catodo della prima si depositano 0,2 g di Ag.

Si determini il volume totale dei gas sviluppati nella seconda cella, misurati a 293,15 K e a 750 mmHg.

Svolgimento dell'esercizio.

Nella prima cella elettrolitica avviene la seguente reazione di riduzione:

Ag+ + e- Ag

Determiniamo gli equivalenti di Ag che si sono depositati:

eqAg = g / PE = 0,2 / 107,88 = 1,854 · 10-3 eq

Lo stesso numero di equivalenti si sarà depositato agli elettrodi della seconda cella.

Prima di tutto analizziamo quali sono i prodotti dell'elettrolisi nella seconda cella.

Al catodo avviene la seguente riduzione:

2 H+ + 2e- → H2

Le moli di H2 che si sviluppano sono:

nH2 = 1,854 · 10-3 / 2 = 9,27 · 10-4 mol

All'anodo avviene la seguente ossidazione:

2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e-

Le moli di O2 che si sviluppano sono:

nH2 = 1,854 · 10-3 / 4 = 4,635 · 10-4 mol

Le moli totali di gas sviluppati sono:

9,27 · 10-4 mol + 4,635 · 10-4 mol = 1,3905 · 10-3 mol

Ricordiamo l'equazione di stato dei gas perfetti:

P · V = n · R · T

In cui:

Ricaviamo V:

V = n · R · T / P

V = 1,3905 · 10-3 · 0,0821 · 293,15 / 0,987 = 0,0340 L = 34 mL

Pertanto il il volume totale dei gas sviluppati nella seconda cella è pari a 34 mL.

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