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Esercizi sulla cella elettrolitica

Elettrochimica

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In questa sezione è possibile accedere a una raccolta di 11 esercizi sulla cella elettrolitica, progettati per supportare gli studenti di ingegneria, fisica, biologia e chimica per il corso di chimica inorganica e generale. Ogni esercizio è svolto in modo dettagliato, con spiegazioni chiare e rigorose, garantendo un approccio didattico completo e accessibile.

Questi esercizi sono strutturati per accompagnare lo studente in un apprendimento graduale, risultando particolarmente utili anche per chi si avvicina per la prima volta alla materia. Ogni attività aiuta a consolidare la comprensione dell’elettrolisi e delle sue applicazioni pratiche.

L’elettrolisi è un processo chimico in cui una corrente elettrica induce una reazione non spontanea, utilizzata per la decomposizione di composti, la purificazione dei metalli e la produzione di gas industriali. Questo fenomeno ha un’ampia rilevanza in ambito industriale e scientifico.

Per risolvere correttamente gli esercizi, è fondamentale conoscere i principi dell’elettrolisi e le due leggi di Faraday, saper scrivere le semireazioni redox, comprendere la definizione di equivalente elettrochimico e applicare la relazione tra corrente, tempo e quantità di carica elettrica.

 

Esercizi sulla cella elettrolitica: autori e revisori

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Autore: Fulvio Benintende .  

Revisori: Joan Pasqual Guilabert.  

 

Esercizi sulla cella elettrolitica: testi degli esercizi

 

Esercizio 1 (\bigstar\bigstar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar). Calcolare:

  1. quanti grammi di sodio e di cloro puri si possono ottenere per via elettrolitica da \text{NaCl} fuso, applicando alla cella una corrente di 10\, \text{A} per 2 ore;
  2. l’equivalente elettrochimico1
    di \text{Na} e \text{Cl}.

 
 

\[\]

  1. L’equivalente elettrochimico può essere calcolato come:

    1. eq.e. = m / (n° di Coulomb)
    2. eq.e. = m / (i ∙ t)
    3. eq.e. = m_eq / F

    m = massa della specie in esame;

    i = corrente applicata;

    t = tempo di applicazione della corrente;

    F = 96500 Coulomb (1 Faraday).

    ↩

Svolgimento.

In 2 ore la cella verrà attraversata da una quantità di carica pari a:

\[ q = i \cdot t = 10 \, \text{A} \cdot 7200 \, \text{s} = 72000 \, \text{C}. \]

Le semireazioni a cui si assisterà saranno:

\[ \text{Na}^+ + e^- \rightarrow \text{Na}_{(s)} \]

\[ 2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_{2(g)} + 2e^- \]

Svolgimento punto 1.

Poiché 1 \, \mathrm{F} = 96500 \, \mathrm{C} scarica sugli elettrodi 1 equivalente di sostanza, o la sua massa equivalente \left( m_{eq} = \frac{M_r \, \text{oppure} \, A_r}{\text{n° elettroni scambiati}} \right), si ha:

\[ m_{eq,\text{Na}} = \frac{A_r,\text{Na}}{\text{n° e}^-} = \frac{\text{22,99}}{1} = \text{22,99} \, \text{g/eq} \]

\[ m_{eq,\text{Cl}_2} = \frac{M_r,\text{Cl}_2}{\text{n° e}^-} = \frac{\text{70,9}}{2} = \text{35,45} \, \text{g/eq}. \]

Impostiamo ora le proporzioni “massa equivalente – carica elettrica”, sulla base della seconda legge di Faraday:

\[ 96500 : m_{eq,\text{Na}} = 72000 : m_{\text{Na}} \]

da cui

\[\boxcolorato{chimica}{ m_{\text{Na}} = \text{17,15} \, \text{g}.}\]

\[ 96500 : m_{eq,\text{Cl}_2} = 72000 : m_{\text{Cl}_2} \]

da cui

\[\boxcolorato{chimica}{ m_{\text{Cl}_2} = \text{26,45} \, \text{g}.}\]

Svolgimento punto 2.

\[\boxcolorato{chimica}{\text{eq.e}_{\text{Na}} = \frac{m_{\text{Na}}}{\text{n° di Coulomb}} = \frac{\text{17,15}}{72000} = \text{2,38} \cdot 10^{-4} \, \text{g/C}}\]

\[\boxcolorato{chimica}{\text{eq.e}_{\text{Cl}_2} = \frac{m_{\text{Cl}_2}}{\text{n° di Coulomb}} = \frac{\text{26,45}}{72000} = \text{3,67} \cdot 10^{-4} \, \text{g/C}. }\]

 

Esercizio 2 (\bigstar\bigstar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar). Determinare

  1. quanti faraday \text{F} occorrono per depositare al catodo di una cella elettrolitica \text{1,20}\, \text{g} di ferro da una soluzione diluita di \text{FeCl}_3 ;
  2. l’intensità di corrente che si deve impiegare per ottenere la massa desiderata in 2 ore.

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