Elettrolisi del cloruro ferrico
Esercizio sull'elettrolisi del cloruro ferrico
Determinare quanti Faraday (F) sono necessari per ottenere 1,20 g di Fe metallico da una soluzione diluita di FeCl3.
Calcolare inoltre l'intensità di corrente che si deve impiegare per ottenere la massa desiderata in 120 minuti.
Svolgimento
In soluzione acquosa, FeCl3 è dissociato nel seguente modo:
FeCl3 → Fe3+ + 3 Cl−
Al catodo della cella elettrolitica, lo ione Fe3+ subisce la seguente reazione di riduzione:
Fe3+ + 3e− → Fe
Determiniamo il peso equivalente del ferro dividendo la massa atomica per il numero di elettroni acquistati dallo ione Fe3+:
PE = PA / 3 = 55,85 / 3 = 18,617 g/eq
Determiniamo il numero di equivalenti del ferro dividendo la massa in grammi per il valore del PE:
eq = g / PE = (1,20 g) / (18,617 g/eq) = 0,0644 eq
Sappiamo che il passaggio di un faraday di elettricità fa reagire all'elettrodo 1 equivalente di un qualsiasi composto. Mediante una proporzione è possibile determinare il numero di Faraday necessari per depositare 0,0644 eq di Fe:
1 F : 1 eq = X : 0,064 eq
da cui:
X = (0,064 eq · 1 F) / (1 eq) = 0,064 F
Quindi per depositare 10 grammi da una soluzione di FeCl3 sono necessari 0,064 Faraday.
Per determinare invece l'intensità di corrente necessaria per depositare la massa di Fe desiderata (1,20 g) in 120 minuti, bisogna innanzitutto determinare a quanti Coulomb corrispondono 0,064 F. Ciò è possibile ricordando che 1 Faraday = 96500 C (si veda: costante di Faraday):
1 F : 96500 C = 0,064 F : X
da cui:
X = (0,064 F · 96500 C) / 1F = 6176 C
Ricordando infine che Q = i · t e che 120 minuti = 7200 secondi, si ha:
i = Q / t = 6176C / 7200s = 0,86A
Quindi l'intensità di corrente richiesta è pari a 0,86 A.
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