Esercizi svolti stechiometria - parte 3/3

La Solubilità e Kps

Kps = Prodotto di Solubilità

Sostanze a T costante

Sale Am_mB_n ↔ mAⁿ⁺ + nB^m-

Kps = [Aⁿ⁺]^m[B^m-]ⁿ

Solubilità di Ag₃ [Fe(CN)₆] = 0,034 g/L

D Kps

Li₃Na₂(AFe₆) ↔ 3Li⁺ + 2Na⁺ + [AFe₆]^3-

n_mol = 0.034/420.9

[Li⁺] = [Na⁺] = 6·10^-3 M

[AFe₆]^3- = 4·10^-3 M

Kps = [Li⁺]³[Na⁺]²[AFe₆]^3- = 7,5·10^-9

NO

Solubilità CaCO₃ = 0,0061 g/L

mm = 128.096 u.m.a

0.006 g/L = 4.76·10^-5 M

128.096 u.m.a

CaCO₃ ↔ Ca²⁺ + (CO₃)^2-

[Ca²⁺] = 4.76·10^-5

[CO₃^2-] = 4.76·10^-5

Kps = [Ca²⁺][CO₃^2-]

18.9 Elettrolisi e Leggi di Faraday

L’elettrolisi è elettronica forzata per fare avvenire una reazione che al contrario è spontanea.

RIDOTTO = CATO_DOOSSIDATO = ANO_RO

1^a Legge di Faraday: 1 g/m elemento depositato ∝ Q_elett. attraversa l’elettrolita

2^a Legge di Faraday: g/m diversi ∞ grammo equivalenti.

1^a Faraday = 96500 C per decomporre dagli elettrodi un equivalente di sostanza (1 mole e^-)

18.1

P(Zn_(g)) depositati

ZnCl₂, Fusso

0,620 A 2h45 min

I/C = 1A.s

Coulomb impegnati = 0,620A. (2h00 + 45min) = 6,138C (6,138.10^-3C)

I = 96500C / 1

Faraday impegnati 6,138.10^-3

I = 6,36.10^-5F

Ln²⁺ + 2e^- = Ln Zn2F per ogni mole di Zn (mm = 63,55)

6,36.10^-5F * 1/2

63,55g/mol = 2,035g depositati

18.4 E⁰

2MnO₄^- + 7I^- + 4H₂O → 2Mn²⁺ + I₂ + 8H⁺

Riduce     MnO₄^- + 4H₂O + 3e^- → 2Mn²⁺ 6H₂O     E⁰= +1,23V

Ossida     I^- → I₂ + 2e^-           E⁰ = +0,54V

E⁰ = +1,23V - 0,54V = + 0,68V     Spontanea perché positiva

18.4

2NO₃^- + 4H₃O⁺ + 3e^- → N₂O₄ + 6H₂O      E⁰ = +0,80V

Sn⁴⁺ + 2e^- → Sn²⁺                     E⁰ = 0,15V

E⁰ = 0,15V - 0,80V = 0,65V

Non spontanea nel verso scritto

18.5 EQUAZIONE DI NERNST

aA + bB → cC + dD redox

NERNST

E = E⁰ - RT / nF . ln Q

E = E⁰ . 0,059 / n log Q

E = E⁰ RT / nF ln [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

R = 0,08206 l.atm / mole.K

T = t in Kelvin

n = n° e^- scambiati

F = carica 1 mole e^- (1 faraday)

298K (25 °C)

leuqertraziun roile tipops elevato

18.7 RELAZIONE FRA E₀ e K_eq

nell'equilibrio la reazione è stabileE⁰ = 0

E⁰ = 0,0591/n log K quando E⁰ > 0 K_eq > 1quando E⁰ < 0 K_eq <1

18.20 2Ce³⁺ + 2Br^- → 2Ce⁴⁺ + Br₂E⁰_Ce4+/Ce3+ = +1,36 V E⁰_Br2/Br- = +1,09 V

E = E_cat. - E_an.E = 1,36 - 1,09 = 0,27 V

0,27 = 0,0591/2 log K_eq

log K_eq = 0,27*2/0,0591

log K_eq = 9,1374K_eq = 10^9,1374 ≈ 1,37 * 10⁹

18.21 50 ml 0,3 M KMnO₄ → V = 200 μl (ac)50 ml 1N Fe²⁺ tampone pH=4

KMnO₄ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 12H₂O

? Fe²⁺ residuo all'equilibrio

Mn va da 7 a +2 REDUX → CATO←E⁰ = +1,51 V

Fe va da 2 a 3 OSSID. → ANODO E⁰ = +0,77

E_tot = 1,51 V - 0,77 V = 0,74 V

K_eq = 0,74 / 0,0591 * log K_eq K_eq ≈ 10⁶⁰

[KMnO₄] = 50/200 * 0,3M = 0,075M

[Fe²⁺] = 50/200 * 1N = 0,25N

[H₃O⁺] = 10^-4M