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Celle elettrolitiche in serie

Esercizio riguardante due celle elettrolitiche in serie

In un cella elettrolitica vengono depositati 2,15 g di Ag dalla soluzione di un suo sale.

La stessa quantità di elettricità viene fatta passare in un'altra cella nella quale vengono depositati 1,31 g di Au da un suo sale.

Determinare il grado di ossidazione dell'oro nel sale presente in soluzione.

Svolgimento dell'esercizio

La reazione di riduzione che si svolge nella prima cella elettrolitica è la seguente:

Ag+ + 1e- → Ag

Il peso equivalente dell'Ag è dato dal rapporto tra la massa molare dell'Ag e 1 che è il numero di elettroni scambiati nel processo di riduzione:

PE = Mm / 1 = 107,87 / 1 = 107,87 g/eq

Il numero di equivalenti di Ag depositati al catodo sono dati dal rapporto tra la massa in grammi e il peso equivalente PE di Ag:

eq (Ag) = g / PE = (2,15 g) / (107,87 g/eq) = 0,02 eq

Siccome le due celle elettrolitiche sono in serie, il numero di equivalenti depositati nella prima cella è uguale al numero di equivalenti depositati nella seconda cella. Ciò vuole significare che nella seconda cella si sono depositati 0,02 eq di Au metallico.

Sapendo che:

eq = g / PE

determiniamo il peso equivalente dell'oro:

PE (Au) = g / eq = (1,31 g) / (0,02 eq) = 65,5 g/eq

Ricordando che:

PE = PM / n

in cui n corrisponde, nel caso di reazioni di ossido-riduzione, al numero di elettroni scambiati, è possibile determinare il valore di n nel segunte modo:

n = PM / PE = 196,97 / 65,5 = 3

Quindi la carica elettrica dello ione dell'oro è 3+ e lo ione è quindi Au3+. Tale ione subisce la seguente reazione di riduzione:

Au3+ + 3e- → Au

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