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:
- P = pressione in atm (750 mmHg = 0,987 atm)
- V = volume in litri del gas
- n = numero moli = 1,3905 · 10-3 mol
- T = temperatura assoluta = 293,15 K
- R = costante universale dei gas perfetti = 0,0821 (L · atm) / (mol · K)
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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