Esercizio elettrochimica (elettrolisi)
Salve;
Avrei da chiedervi a voi (chimici) chiarimenti per quanto riguarda un "semplice" esercizio di elettrochimica.
calcolare il tempo necessario per produrre 10 litri di $O_2$ ossigeno gassoso in condizioni normali per decomposizione elettrolitica dell'acqua, utilizzando una corrente di 0.5 Ampere.
Allora, procedo con la mia risoluzione;
incominciamo con il dire che al gas in condizioni standard equivalgono i seguenti parametri.
$ T=275 ^circK$ $0^circ C$ , P=1 atm, V= 22.414 litri e R=0.0821
quindi produrre 10 litri di O2 equivale a produrre $10/22.414= 0.44 mol$ .
ora nell'elettrolisi dell'acqua sappiamo che la produzione di O2 avviene all'anodo; quindi suppongo che la reazione che dobbiamo "analizzare" sarà quella che avviene all'anodo cioè:
$4OH^(-) -> O_2+2H_2O+4_e$
mi fermo quà perchè da quel che ho letto:
Questa reazione mostra che per ottenere una mole di ossigeno sono richiesti 4 Faraday e cioè 4*9650Coulombmb di carica elettrica.
ma come mai 4 faraday ? come siamo arrivati a questa conclusione ?
grazie cordiali saluti.
Avrei da chiedervi a voi (chimici) chiarimenti per quanto riguarda un "semplice" esercizio di elettrochimica.
calcolare il tempo necessario per produrre 10 litri di $O_2$ ossigeno gassoso in condizioni normali per decomposizione elettrolitica dell'acqua, utilizzando una corrente di 0.5 Ampere.
Allora, procedo con la mia risoluzione;
incominciamo con il dire che al gas in condizioni standard equivalgono i seguenti parametri.
$ T=275 ^circK$ $0^circ C$ , P=1 atm, V= 22.414 litri e R=0.0821
quindi produrre 10 litri di O2 equivale a produrre $10/22.414= 0.44 mol$ .
ora nell'elettrolisi dell'acqua sappiamo che la produzione di O2 avviene all'anodo; quindi suppongo che la reazione che dobbiamo "analizzare" sarà quella che avviene all'anodo cioè:
$4OH^(-) -> O_2+2H_2O+4_e$
mi fermo quà perchè da quel che ho letto:
Questa reazione mostra che per ottenere una mole di ossigeno sono richiesti 4 Faraday e cioè 4*9650Coulombmb di carica elettrica.
ma come mai 4 faraday ? come siamo arrivati a questa conclusione ?
grazie cordiali saluti.
Risposte
Ciao!
Volevo fare prima una precisazione (probabilmente hai solo sbagliato a digitare
):
la temperatura , in kelvin, è 273.15 K (senza il simbolo del grado) e non 275.
Per la questione che ti ha bloccato: come vedi dall'equazione bilanciata, per ottenere una mole di ossigeno molecolare il sistema deve estrarre 4 elettroni dal sistema (provenienti dall'acqua); quindi, la quantità di carica che devi usare (cioè fornire all'elettrolizzatore) deve essere pari alla carica di 4 elettroni, ovvero 4*96485 $C/(mol e^-)$ (mancava uno zero nel tuo post )
Ora, siccome generalmente si lavora in condizioni galvanostatiche (cioè a controllo della corrente fornita, e spesso a corrente costante come qui), sapendo la corrente di esercizio e la carica che devi usare, ricavi facilmente il tempo. In generale, in realtà, potrebbe non essere così facile il calcolo, a causa di reazioni parassite che utilizzano parte della corrente fornita (però siccome ti dice che si lavora in acqua, questa questione è praticamente nulla), causate da effetti legati alla cinetica del processo elettrodico e alla composizione della soluzione elettrolizzata.
Spero di aver chiarito il piccolo dubbio,
ciao
Volevo fare prima una precisazione (probabilmente hai solo sbagliato a digitare
):la temperatura , in kelvin, è 273.15 K (senza il simbolo del grado) e non 275.
Per la questione che ti ha bloccato: come vedi dall'equazione bilanciata, per ottenere una mole di ossigeno molecolare il sistema deve estrarre 4 elettroni dal sistema (provenienti dall'acqua); quindi, la quantità di carica che devi usare (cioè fornire all'elettrolizzatore) deve essere pari alla carica di 4 elettroni, ovvero 4*96485 $C/(mol e^-)$ (mancava uno zero nel tuo post
)Ora, siccome generalmente si lavora in condizioni galvanostatiche (cioè a controllo della corrente fornita, e spesso a corrente costante come qui), sapendo la corrente di esercizio e la carica che devi usare, ricavi facilmente il tempo. In generale, in realtà, potrebbe non essere così facile il calcolo, a causa di reazioni parassite che utilizzano parte della corrente fornita (però siccome ti dice che si lavora in acqua, questa questione è praticamente nulla), causate da effetti legati alla cinetica del processo elettrodico e alla composizione della soluzione elettrolizzata.
Spero di aver chiarito il piccolo dubbio,
ciao
"mirko999":
Ciao!
Volevo fare prima una precisazione (probabilmente hai solo sbagliato a digitare
la temperatura , in kelvin, è 273.15 K (senza il simbolo del grado) e non 275.
Per la questione che ti ha bloccato: come vedi dall'equazione bilanciata, per ottenere una mole di ossigeno molecolare il sistema deve estrarre 4 elettroni dal sistema (provenienti dall'acqua); quindi, la quantità di carica che devi usare (cioè fornire all'elettrolizzatore) deve essere pari alla carica di 4 elettroni, ovvero 4*96485 $C/(mol e^-)$ (mancava uno zero nel tuo post
Ora, siccome generalmente si lavora in condizioni galvanostatiche (cioè a controllo della corrente fornita, e spesso a corrente costante come qui), sapendo la corrente di esercizio e la carica che devi usare, ricavi facilmente il tempo. In generale, in realtà, potrebbe non essere così facile il calcolo, a causa di reazioni parassite che utilizzano parte della corrente fornita (però siccome ti dice che si lavora in acqua, questa questione è praticamente nulla), causate da effetti legati alla cinetica del processo elettrodico e alla composizione della soluzione elettrolizzata.
Spero di aver chiarito il piccolo dubbio,
ciao
grazie mille mirko!
perfetto, per adesso non sto sui numeri e risultati , mi interessava capire diciamo il concetto teorico!
hai chiarito alla perfezione!
"mirko999":
Spero di aver chiarito il piccolo dubbio,
ciao
allora, rieccomi!
mi scuso per gli errori di battitura nel primo post ce ne sono un pò.
Allora ho ristudiato questa parte di esercizio, la formula che si usa per estrapolare il tempo non ce l'ho anche se avrei un idea per ricavarla ;
i 4 faraday si dovrebberò dividere per ( 3600 * 0.5 Ampere) ; 3600 secondi è l'unita di tempo usata come riferimento ora; però non so se è giusta.
potresti postarla in caso ?
grazie ancora !
Ciao!
La formula che ti permette di calcolare il tempo non è altro che la definizione "fisica" di corrente, ovvero $I=Q*t$.
Ora, la corrente la sai (0.5A), la carica Q la puoi calcolare dai dati "chimici", quindi ti rimane solo t come incognita che sarà: $t=I/Q$.
Non sono convinto di quanto hai scritto
Allora, come abbiamo detto precedentemente, per formare una mole di O2 servono 4*96485 C di carica elettrica ok? Siccome, come hai detto nel primo post, il problema richiede il calcolo riferito a 0.44 mol (non ho rifatto il calcolo), significa che la quantità di carica, Q, che deve fluire sarà $0.44*(4*96485)$ giusto?
Ora, conoscendo Q appena calcolata, e la corrente (costante) puoi calcolare il tempo, che è chiaramente espresso in secondi (visto che un Ampere è un Coulomb per secondo).
(Non ho capito il ragionamento che hai fatto sul fattore conversione ore-secondi; non serve fare quella conversione! Anche perchè dimensionalmente non tornerebbe la dimensione corretta del tempo, sei d'accordo?)
Spero di avere chiarito.
ciao
La formula che ti permette di calcolare il tempo non è altro che la definizione "fisica" di corrente, ovvero $I=Q*t$.
Ora, la corrente la sai (0.5A), la carica Q la puoi calcolare dai dati "chimici", quindi ti rimane solo t come incognita che sarà: $t=I/Q$.
i 4 faraday si dovrebberò dividere per ( 3600 * 0.5 Ampere) ; 3600 secondi è l'unita di tempo usata come riferimento ora; però non so se è giusta.
Non sono convinto di quanto hai scritto
Allora, come abbiamo detto precedentemente, per formare una mole di O2 servono 4*96485 C di carica elettrica ok? Siccome, come hai detto nel primo post, il problema richiede il calcolo riferito a 0.44 mol (non ho rifatto il calcolo), significa che la quantità di carica, Q, che deve fluire sarà $0.44*(4*96485)$ giusto?
Ora, conoscendo Q appena calcolata, e la corrente (costante) puoi calcolare il tempo, che è chiaramente espresso in secondi (visto che un Ampere è un Coulomb per secondo).
(Non ho capito il ragionamento che hai fatto sul fattore conversione ore-secondi; non serve fare quella conversione! Anche perchè dimensionalmente non tornerebbe la dimensione corretta del tempo, sei d'accordo?)
Spero di avere chiarito.
ciao
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