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Elettrolisi di un catione metallico

Esercizio riguardante l'elettrolisi di un catione metallico

Dall'elettrolisi di un generico catione metallico M+ utilizzando una corrente di 5,5 A per un tempo di 1h, si depositano al catodo 8,01 g del metallo.

Qual è il metallo in questione?

Svolgimento dell'esercizio

Al catodo della cella elettrolitica avviene la seguente riduzione:

K+ + e- → K

Determiniamo a quanti secondi corrisponde 1 ora:

t = 1 · 60 · 60 = 3600 s

Determiniamo la quantità di elettricità passata attraverso la cella elettrolitica moltiplicando l'intensità di corrente per il tempo in secondi dell'elettrolisi:

Q = i · t = 5,5 · 3600 = 19800 C

Sappiamo che il passaggio di un faraday di elettricità (1 faraday = 96500 C, si veda: costante di Faraday) fa reagire all'elettrodo 1 equivalente di un qualsiasi composto.

Mediante una proporzione è possibile determinare il numero di equivalenti del catione metallico che 19800 Coulomb riescono a depositare al catodo:

1 eq : 96500 C = X : 19800 C

Da cui:

X = 19800 · 1 / 96500 = 0,205 eq di metallo depositato

che corrispondono a:

0,205 / 1 = 0,205 mol

La massa molare del metallo è pertanto:

MM = g / n = 8,01 / 0,205 = 39,07 g/mol

Il peso atomico del metallo è 39,07 u e si tratta quindi del potassio.

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