Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Ag+(aq) + e- → Ag(s)
2 H+(aq) + 2 e- → H2(g)
La massa dei prodotti che si depositano sul catodo dipende dalla quantità in moli di ciascun catione presente in soluzione, dal numero di elettroni che passano nel circuito e dal rapporto molare di reazione tra catione ed elettroni. La quantità in moli di ciascun catione si calcola a partire dal volume di soluzione e dalla sua concentrazione, mentre la quantità in moli di elettroni può essere determinata calcolando la quantità di corrente erogata in totale e dividendo il risultato per la quantità di carica di una mole di elettroni, pari a 96485 C/mol e- (costante di Faraday). I calcoli in dettaglio sono questi:n Cu2+(aq) = M·V = 0,20 mol/L·3,0 L = 0,60 mol
n Ag+(aq) = M·V = 0,50 mol/L·3,0 L = 1,5 mol
n H2SO4 = M·V = 0,30 mol/L·3,0 L = 0,90 mol
n H+(aq) = 2n H2SO4 = 2×0,90 mol = 1,80 mol
Q = i·t = 2,0 C/s · 45 min · 60 s/min = 5400 C
ne- = 5400 C/96485 C/mol e- = 0,056 mol
n Cu(s) = ne- / 2 = 0,056 mol/2 = 0,028 mol
n Ag(s) = ne- = 0,056 mol
n H2(g) = ne- / 2 = 0,056 mol/2 = 0,028 mol
Dato che le soluzioni contengono un eccesso di cationi rispetto agli elettroni disponibili, si depositano al catodo della corrispondente cella 0,028 mol di Cu, 0,056 mol di Ag e 0,028 mol di H2. Le masse si calcolano moltiplicando ciascuna quantità per la rispettiva massa molare:m Cu(s) = n·mmolare = 0,028 mol·63,546 g/mol = 1,8 g
m Ag(s) = n·mmolare = 0,056 mol·107,8682 g/mol = 6,0 g
m H2(g) = n·mmolare = 0,028 mol·2,016 g/mol = 0,056 g
Ecco fatto…