Elettrochimica: grandezze fisiche

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1 Elettrochimica: grandezze fisiche La quantità di carica, q, si misura in coulomb, C La carica contenuta in una mole di elettroni corrisponde alla costante di Faraday, F (1,602 x x 6,022 x = 9,649 x 10 4 C) L intensità di corrente elettrica (C/sec) si misura in ampere, A La differenza di potenziale tra due punti si misura in volt, V (J/C) Il massimo lavoro elettrico che può essere prodotto da una reazione sull ambiente, a T e P costanti, equivale al negativo della variazione di energia libera, la quale a sua volta equivale a Eq = nfe

2 Le Reazioni Redox Una reazione redox o di ossido-riduzione è una trasformazione in cui vengono scambiati elettroni tra i reagenti coinvolti. In una tipica reazione redox Rid 1 + Ox 2 Ox 1 + Rid 2 Si definisce agente riducente Rid 1 la specie che cede elettroni Si definisce agente ossidante Ox 2 la specie che acquista elettroni Perché una redox abbia luogo c è sempre necessità di una coppia ossidante/riducente che scambino elettroni tra loro, analogamente a quanto accadeva nelle reazioni acido/base In una redox, il riducente, perdendo elettroni si ossida (e si trasforma in un ossidante Ox 1 ); l ossidante, acquistando elettroni si riduce (e si trasforma in un riducente Rid 2 )

3 Numeri di Ossidazione I numeri di ossidazione sono numeri convenzionali corrispondenti alla carica ipotetica che acquisterebbe ogni atomo presente in una molecola in seguito all attribuzione degli elettroni di legame I numeri di ossidazione possono avere valori positivi, negativi, interi, frazionari o nulli L attribuzione degli elettroni di legame avviene in base a due convenzioni Gli elettroni di legame tra atomi a diversa elettronegatività vanno attribuiti all atomo più elettronegativo Gli elettroni di legame tra atomi ad uguale elettronegatività sono equi-ripartiti tra i due atomi

4 Numeri di Ossidazione Applicando le precedenti convenzioni si ottengono delle semplici regole per l attribuzione veloce dei numeri di ossidazione di ciascun atomo in ogni molecola: Il numero d ossidazione degli elementi allo stato elementare è 0 La somma algebrica dei numeri di ossidazione degli atomi di una molecola neutra è pari a 0 La somma algebrica dei numeri di ossidazione degli atomi di uno ione è pari al valore della sua carica L idrogeno possiede sempre numero di ossidazione pari a +1, tranne che nello stato elementare e negli idruri dei metalli alcalini e alcalino-terrosi, in cui vale rispettivamente 0 e -1 L ossigeno possiede sempre numero di ossidazione pari a -2 tranne allo stato elementare o nei perossidi e superossidi in cui vale rispettivamente 0, -1 e -1/2 Il numero di ossidazione degli elementi del I e del II gruppo allo stato combinato è sempre pari rispettivamente a +1 e +2 Il numero di ossidazione allo stato combinato di F è -1, di Al è +3 e di Zn è +2

5 Bilanciamento delle Redox Le specie coinvolte in una reazione redox, scambiando elettroni tra loro, variano il loro stato di ossidazione Le specie che si riducono, comportandosi da ossidanti, subiscono una diminuzione del loro numero di ossidazione Le specie che si ossidano, comportandosi da riducenti, subiscono un aumento del loro numero di ossidazione Bilanciare una equazione redox significa scindere l equazione globale in due semireazioni, una di riduzione e l altra di ossidazione.

6 Metodo delle Semireazioni Nella semireazione di riduzione compaiono l ossidante con gli elettroni acquistati a sinistra ed il corrispondente prodotto ridotto a destra del segno di reazione Nella semireazione di ossidazione compare il riducente a sinistra e il prodotto ossidato con gli elettroni ceduti a destra del segno di reazione Ciascuna semireazione deve essere bilanciata in base al principio della conservazione della carica aggiungendo ioni H + dalla parte in cui si ha un difetto di cariche positive, se la reazione avviene in ambiente acido aggiungendo ioni OH - dalla parte in cui si ha un difetto di cariche negative, se la reazione avviene in ambiente basico Il principio di conservazione della massa viene soddisfatto aggiungendo un opportuno numero di molecole di H 2 O Le due semireazioni vengono moltiplicate per opportuni numeri interi in modo che gli elettroni scambiati nelle due semireazioni sia uguale, e quindi sommate membro a membro

7 Esercizi Esercizio n 1 Bilanciare la seguente equazione chimica, cha avviene in ambiente acido Cr 2 O H 2 C 2 O 4 Cr 3+ + CO 2 Esercizio n 2 Bilanciare la seguente equazione chimica che si svolge in ambiente basico: Zn + NO 3 - Zn(OH) NH3

8 Equivalenti di Ossidanti e Riducenti Si definisce peso equivalente di una sostanza ossidante la quantità in grammi dell ossidante che acquista, in un certo processo redox, un numero di Avogadro di elettroni Si definisce peso equivalente di una sostanza riducente la quantità in grammi del riducente che cede, in un certo processo redox, un numero di Avogadro di elettroni Poiché gli elettroni ceduti da un riducente in un processo redox sono sempre uguali a quelli acquistati dall ossidante, risulta che il numero di equivalenti di riducente sono uguali a quelli di ossidante della coppia redox

9 Equivalenti di Ossidanti e Riducenti Dati n elettroni ceduti in un processo redox da un riducente, si definisce peso equivalente: PE rid = PM n e gli equivalenti reagiti nel processo saranno pari a : eq = rid Analogamente dati n elettroni acquistati in un processo redox da un ossidante, si definisce peso equivalente: PE ox e gli equivalenti reagiti nel processo saranno pari a : Pgrox eq ox = PE = Pgr PE rid rid rid PM n ox ox

10 Equivalenti di Ossidanti e Riducenti In un processo in cui un ossidante acquista (o un riducente cede) n elettroni risulta sempre valida l equivalenza: n. eq = n. moli ne Infine si deduce che per ogni ossidante e riducente è possibile definire diversi pesi equivalenti, nel caso in cui si abbiano diversi possibili prodotti ridotti o ossidati Es: KMnO 4 (n. ox Mn=+7) può essere coinvolto in processi redox in cui Mn può assumere n. ox pari a +2, +4 o +6 ossia dove vengono scambiati 5, 3 o 1 elettrone. E quindi necessario conoscere qual è il prodotto della reazione per calcolare il peso equivalente del permanganato di potassio in ciascun processo. -

11 Esercizi Esercizio n 1 Calcolare quanti grammi di FeSO 4 sono necessari per ridurre, in ambiente acido, 0,0638 moli di K 2 Cr 2 O 7 a sale di Cr(III). FeSO 4 si ossida a Fe 2 (SO 4 ) 3. Esercizio n 2 Calcolare la quantità in grammi di MnSO 4 necessaria per ridurre completamente, in ambiente acido, 53,9 gr di PbO 2 a Pb 2+

12 Equilibri Redox Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Più lenti degli equilibri acido-base, vengono facilitati dall aumento della T e dalla presenza di catalizzatori Possono essere condotti fisicamente in due modi differenti: Per trasferimento diretto di elettroni tra le specie ossidante e riducente in seguito ad un loro contatto in soluzione In una cella elettrochimica ove la specie ossidante e quella riducente vengono mantenute separate e danno ciascuna la propria semi-reazione in due semi-celle distinte

13 La Cella Elettrochimica

14 La Cella Elettrochimica Costituita da due semi-celle Ciascuna semi-cella contiene una soluzione salina del metallo ossidante o riducente a contatto con un elettrodo metallico di quello stesso metallo Le soluzioni sono mantenute fisicamente e chimicamente separate ma elettricamente in contatto da un ponte salino Il ponte salino è costituito da un tubo riempito con un sale che, alle due estremità immerse nelle soluzioni, possiede un setto poroso che impedisce il miscelamento delle soluzioni pur permettendo, attraverso la migrazione degli ioni al suo interno la conduzione di elettricità tra le due parti

15 La Cella Elettrochimica In ciascuna semi-cella, all interfaccia dell elettrodo metallico, avviene una delle due semi-reazioni che compongono l equilibrio redox L elettrodo ove avviene la semi-reazione di riduzione è definito catodo Cu e - Cu L elettrodo ove avviene la semi-reazione di ossidazione è detto anodo Zn Zn e - I due elettrodi sono connessi elettricamente tra loro attraverso un conduttore metallico esterno. Tale conduttore è a sua volta collegato ad un interruttore che consente di chiudere il circuito della cella oppure di mantenerla aperta, e ad un voltmetro che consente di misurare la differenza di potenziale esistente tra i due elettrodi

16 Rappresentazione Schematica Zn Zn(NO 3 ) 2 (1,00 M) Cu(NO 3 ) 2 (1.00 M) Cu anodo (sx) catodo (dx)

17 La Cella Elettrochimica A circuito aperto: Tra le due semicelle non avviene scambio di elettroni, dunque non c è alcun equilibrio redox Su ciascun elettrodo si instaura il seguente equilibrio tra la superficie metallica e la soluzione: Cu e - Cu Zn e - Zn catodo anodo Questa separazione di cariche all interfaccia genera una differenza di potenziale che si oppone all ulteriore dissoluzione del metallo Il voltmetro misura una differenza di potenziale tra i due elettrodi, detto potenziale di cella, che può essere considerata una misura della tendenza della reazione a procedere verso l equilibrio

18 La Cella Elettrochimica A circuito chiuso: Gli elettroni accumulati sull anodo in seguito all ossidazione di Zn migrano attraverso il conduttore esterno fino al catodo Al catodo vengono accettati dagli ioni di Cu 2+ che si riduce a Cu, depositandosi sul catodo Mano mano che la reazione procede una corrente elettrica attraversa le connessioni tra le due soluzioni e il voltmetro misura una ddp via via più bassa La reazione procede fino al raggiungimento dell equilibrio chimico in cui le due semi-reazioni avvengono alla stessa velocità, non si registra più alcuna ddp tra le semicelle e la corrente cessa di attraversare la cella

19 La Conduzione nella Cella Elettrochimica Pila di Daniell

20 La Conduzione nella Cella Nella cella elettrochimica la conduzione di corrente avviene attraverso tre meccanismi distinti: Gli elettroni migrano attraverso il conduttore esterno dall anodo verso il catodo (conduzione elettronica) Gli ioni positivi e negativi contenuti nel ponte salino migrano nelle soluzioni, controbilanciando, attraverso gli anioni, l eccesso di ioni positivi nella semi-cella dell anodo e, attraverso i cationi, la carenza di ioni positivi al catodo (conduzione ionica) All interfaccia degli elettrodi la conduzione ionica e quella elettronica avvengono contemporaneamente in seguito alla deposizione o alla dissoluzione del metallo sull elettrodo (conduzione di interfaccia)

21 La Conduzione nella Cella Elettrochimica Pila di Daniell Ddp> 0 reazione spontanea, cella voltaica Ddp< 0 reazione non spontanea, cella elettrolitica

22 Tipi di Celle Cella galvanica o voltaica cella in cui si realizza una reazione redox spontanea e l energia chimica si trasforma in energia elettrica (Es: Pila di Daniell) Cella elettrolitica cella che funziona solo grazie ad una fonte di energia esterna necessaria per fare avvenire una reazione redox non spontanea ed in cui l energia elettrica si trasforma in energia chimica Cella reversibile cella che può funzionare come cella elettrolitica o voltaica a seconda che le si applichi o meno una corrente in senso opposto a quello spontaneo; in questo caso quello che spontaneamente avrebbe funzionato da catodo viene forzato a funzionare da anodo e viceversa (Pila di Daniell) Cella irreversibile cella che può funzionare esclusivamente in un verso poiché l applicazione di una corrente in senso inverso può provocare reazioni collaterali ad uno o entrambi gli elettrodi.

23 Potenziale di Cella La differenza di potenziale registrato tra due semi-celle, anche detto potenziale di cella è una misura della tendenza della reazione ad avvenire Il potenziale di cella E è legato all energia libera della reazione redox dalla seguente relazione: DG = -W = -nfdv = -nfe dove: W = lavoro elettrico F = costante di Faraday n = numero di elettroni scambiati E = differenza di potenziale

24 Potenziale di Cella e Potenziali Elettrodici Il potenziale di cella è dato dalla differenza di potenziale agli elettrodi Per convenzione il segno del potenziale di cella è decisa dalla regola del segno più a destra; ovvero per la cella: Zn Zn(NO 3 ) 2 (1,00 M) Cu(NO 3 ) 2 (1.00 M) Cu anodo (sx) catodo (dx) il potenziale di cella è definito come: E cella = E destra - E sinistra ove E destra = Potenziale del catodo (scritto a dx) E sinistra = Potenziale dell anodo (scritto a sx) Quando E>0 DG<0 la reazione è spontanea E<0 DG>0 la reazione non è spontanea

25 I Potenziali Elettrodici Ciascun elettrodo in ciascuna semi-cella della cella elettrochimica possiede un potenziale elettrodico dovuto alla reazione redox che avviene all interfaccia I dispositivi capaci di misurare tensioni (voltmetri) non riescono a misurare mai potenziali assoluti, ma solo differenze di potenziali tra due punti; di conseguenza non si conoscono mai i potenziali elettrodici assoluti, ma solo differenze di potenziale tra un certo elettrodo ed un elettrodo preso come riferimento. E catodo = E Cu/Cu 2+ - E standard Un elettrodo di riferimento è una semi-cella standard, cui si assegna per convenzione il valore di potenziale zero, in modo che, quando questa viene associata ad una qualunque altra semi-cella in una cella elettrochimica, il potenziale che si misura sia attribuibile esclusivamente all altro elettrodo

26 L Elettrodo di Riferimento Standard ad Idrogeno 2H + (acq) Pt H 2 (g)

27 Potenziale Elettrodico Il potenziale elettrodico è definito come la differenza di potenziale misurato nella cella così descritta: Pt, H 2 (p= 1.00 atm) H + (1,00 M) anodo (sx) Cu(NO 3 ) 2 (1.00 M) Cu catodo (dx) Per convenzione le reazioni di semi-cella si scrivono sempre nel senso della riduzione. Per cui se E 2+ Cu/Cu >0 E 2+ Cu/Cu <0 la riduzione è spontanea la riduzione non è spontanea Si definisce potenziale elettrodico standard o potenziale standard di riduzione il potenziale di un elettrodo rispetto a quello di riferimento quando tutti i reattivi si trovano nei loro stati standard ed hanno attività unitaria.

28 Potenziali Standard di Riduzione I segni dei potenziali standard di riduzione indicano la naturale tendenza della coppia a funzionare come catodo.

29 L Equazione di Nernst Cella Elettrochimica aa + bb cc + dd E = E 0 - RT nf ln c [ C] [ D] a [ A] [ B] d b E = E n log c d [ C] [ D] [ A] a [ B] b Equazione di Nernst per una cella elettrochimica dove è il potenziale standard di cella. E 0 = E 0 cat E 0 an

30 L Equazione di Nernst Semi-cella Analogamente per una singola coppia redox in equilibrio, all interfaccia dell elettrodo tra la sua forma ossidata e ridotta avremo: E ox Ox + ne - 0 / rid = E - Rid log n [ Rid] [ Ox] Equazione di Nernst per una singola coppia redox (singolo elettrodo) dove E 0 e il potenziale standard di riduzione dell elettrodo.

31 Applicazioni dell Equazione di Nernst Calcolo dei potenziali elettrodici in condizioni non standard Il potenziale di un elettrodo ove le concentrazioni dei reagenti non siano unitarie può essere calcolato semplicemente applicando l equazione di Nernst relativa. Consideriamo ad esempio le seguenti coppia redox e per ciascuna l equazione di Nernst relativa: Zn e - 2H + ( acq) + e - Zn (s) Fe 3+ + e - Fe 2+ MnO e - + 8H + Pt H 2 (g) Mn 2+ + H 2 O E = E 0 - log [ Zn ] + [ H ] 2 2+ [ Fe ] + [ Fe ] 2+ [ Mn ] - + [ MnO ][ H ] 8 Sostituendo di volta in volta i valori delle concentrazioni si otterranno i valori dei rispettivi potenziali elettrodici anche per concentrazioni non unitarie. E = E log ph 0 E = E log 3 E = E log 2 4

32 Applicazioni dell Equazione di Nernst Calcolo dei potenziali standard in presenza di precipitati o ioni complessi Nelle tabelle dei potenziali standard di riduzione si trovano diverse reazioni complesse che si realizzano all elettrodo. Ognuna di esse dà il potenziale all elettrodo in un ambiente diverso. Nel caso dell argento, ad esempio:

33 Applicazioni dell Equazione di Nernst Consideriamo la semi reazione: AgCl (s) + e - Ag + Cl - Essa può essere considerata come la composizione di due reazioni: AgCl (s) Ag + + Cl - Ag + + e - Ag (s) Il valore del potenziale standard è dato dall equazione di Nernst: E 0 = E 0 Ag / Ag log Ag / Ag = E log + [ Ag ] [ Cl ] - Kps Per definizione, in condizioni standard [Cl - ]=1, dunque E 0 = E 0 Ag / Ag log Kps = 0.222

34 Applicazioni dell Equazione di Nernst Calcolo del DG della reazione Data una cella elettrochimica tipo: il potenziale dell elettrodo di dx sarà: E Ag il potenziale dell elettrodo di sx sarà: E + E0 - log Cu / Cu 2 da cui, il potenziale di cella sarà: Il valore di DG si ricava come: Cu Cu 2+ (0.02 M) Ag + (0.02 M) Ag log log / Ag + = E0 - = - = [ Ag ] 1 2 [ Cu ] = = log = E = E Ag E 2+ = ossia la cella funziona spontaneamente nel verso in cui è stata scritta essendo la reazione di cella spontanea. / Ag Cu / Cu DG = -nfe = -( C 0,412V ) = J

35 Applicazioni dell Equazione di Nernst Calcolo delle costanti di equilibrio consideriamo la stessa cella dell esempio precedente. Le relazioni seguenti: ΔG 0 = RT ln K eq = nfe 0 E 0 = E dx0 E sx0 = RT nf ln K eq consentono di calcolare la costante di equilibrio della reazione come: 0dx 0sx n( E - E ) F ln Keq = RT log K eq = 0 n( E - E sx che equivale ad una K eq = 4.1 x dx ) = 2( ) = 15,61

36 Progressione di una reazione redox Nota: quale sarebbe la concentrazione di ioni argento se immergessi un pezzo di argento metallico in una soluzione di solfato di rame (II) 0,1 M?

37 Quesiti 1- Cosa succederebbe immergendo un pezzo di rame del peso di 4 g in un litro di soluzione di nitrato di argento 0,1 M? 2- Cosa succederebbe immergendo un pezzo di argento del peso di 4 g in un litro di soluzione di solfato di rame (II) 0,1 M?

38 Esercizi Esercizio n 1 Calcolate il potenziale della seguente cella e indicate la reazione che dovrebbe avvenire spontaneamente se la cella fosse cortocircuitata Pt U 4+ (0.2 M), UO 2 2+ (0.015 M), H + (0.03 M) Fe 2+ (0.01M), Fe 3+ (0.025M) Pt

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40 Esercizi Esercizio n 1 calcolate la costante di equilibrio per la reazione Esercizio n 2 2Fe I - 2Fe 2+ + I 3 - calcolate la costante di equilibrio per la reazione 2MnO Mn H 2 O 5MnO 2 (s) + 4H +

41 Limitazioni all Uso dei Potenziali Elettrodici Standard L equazione di Nernst richiederebbe di utilizzare le attività dei reagenti e non le concentrazioni. Per quanto la maggior parte delle reazioni redox siano condotte il soluzioni diluite, le forze ioniche in gioco, legate alla presenza di molti ioni dissociati in soluzione, sono molto elevate. Possono quindi risultare errori significativi dalla sostituzione delle attività con le concentrazioni Spesso le specie che compaiono nella equazione di Nernst sono coinvolte in altri equilibri di associazione, dissociazione, precipitazione o complessazione all interno del sistema e questo può portare degli errori nella stima delle concentrazioni

42 I Potenziali Formali Si definiscono potenziali formali E 0 dei potenziali empirici di semi-cella, misurati rispetto all elettrodo ad idrogeno in condizioni tali che il rapporto delle concentrazioni analitiche dei reagenti e dei prodotti di una semi-reazione sia pari all unità. Si ricorre ai potenziali formali quando il potenziale standard empirico di un elettrodo si discosta da quello calcolato in base all equazione di Nerst. I potenziali formali sono tabulati accanto ai potenziali standard con le concentrazioni molari di tutti gli altri soluti accuratamente specificate

43 I Potenziali Formali I potenziali formali si sostituiscono ai potenziali standard se la reazione è condotta in condizioni uguali a quelle riportate in tabella al fine di avere una migliore concordanza tra i dati sperimentali dei potenziali di cella e quelli calcolati in base all equazione di Nernst.

44 Le Titolazioni Redox Nelle titolazioni redox un titolante ossidante (o riducente) a concentrazione nota viene gradualmente aggiunto ad un analita riducente (o ossidante) a concentrazione incognita, provocando un cambiamento nel potenziale agli elettrodi. Le reazioni redox che si realizzano nelle titolazioni sono sempre reazioni rapide e reversibili, per cui il sistema è all equilibrio in ogni istante della titolazione. Il punto equivalente di una titolazione redox viene individuato grazie ad indicatori sensibili alle variazioni di potenziale o alle variazioni di specie redox presenti. Una curva di titolazione redox diagramma la variazione di potenziale agli elettrodi in funzione del volume di titolante aggiunto. Poiché l equazione di Nernst indica una relazione logaritmica tra il potenziale e le concentrazioni delle specie, la curva di titolazione redox è del tutto assimilabile ad una qualunque altra curva di titolazione.

45 Le Titolazioni Redox Consideriamo la titolazione di un analita riducente A red che viene titolato da un titolante ossidante T ox. La reazione redox della titolazione è: Il potenziale della reazione è pari a: In seguito a ciascuna aggiunta di titolante, il sistema raggiunge l equilibrio. Dunque risulta che, istante per istante il potenziale globale del processo è zero ed i potenziali delle due semi-reazioni sono uguali tra di loro: Di conseguenza entrambi i potenziali possono essere usati per monitorare la titolazione.

46 La Curva di Titolazione Consideriamo la titolazione di 50ml di Fe M con Ce M in un ambiente acido per HClO 4 1M. La reazione redox che si instaura è: Determiniamo innanzi tutto la posizione del punto equivalente dalla relazione di equivalenza: Inoltre, prima di calcolare il potenziale del sistema nei diversi punti della curva, ricordiamoci di considerare il valore dei potenziali standard formali dei due elettrodi nelle condizioni acide previste per la reazione. Procediamo quindi come per una titolazione acido forte-base forte.

47 La Curva di Titolazione Pre-equivalenza prima del punto equivalente nel sistema sono presenti entrambe le forme ossidate e ridotte di Fe, mentre il Ce aggiunto è tutto reagito formando esclusivamente la sua forma ridotta. Dopo l aggiunta di 5.0 ml di titolante le concentrazioni di Fe 2+ e Fe 3+ saranno: Inseriamole quindi nell equazione di Nernst riferita al Fe per ricavare il potenziale del sistema in questo punto: log

48 La Curva di Titolazione Punto equivalente Al punto equivalente valgono le seguenti uguaglianze: Poiché sia la concentrazione di Ce 4+ che quella di Fe 2+ sono residue, nessuna delle equazioni di Nernst riferite alle singole semi-reazioni può essere utilizzata per il calcolo del potenziale. Tuttavia le due equazioni possono essere sommate membro a membro sostituendo nella formula composta le uguaglianze e semplificando si ottiene ove il potenziale al punto equivalente altro non è che la media pesata dei potenziali standard di ogni singola semi-reazione.

49 La Curva di Titolazione Post-equivalenza Dopo il punto equivalente, per esempio dopo l aggiunta di 60.0 ml di titolante, l equazione di Nerst che conviene utilizzare per il calcolo del potenziale è quella relativa alla semi-reazione del Ce; le concentrazioni di Ce 4+ e Ce 3+ saranno: che, inserite nell equazione di Nernst danno:

50 La Curva di Titolazione

51 Esercizi esonero II ESERCIZIO 1 Un metodo di determinazione complessometrica indiretta può essere utilizzato per determinare la concentrazione dello ione solfato. Un campione di 0,1557 g contenente solfati è disciolto in acqua. I solfati presenti sono precipitati mediante aggiunta di nitrato di bario (precipita il solfato di bario quantitativamente). Dopo aver filtrato e lavato il precipitato, esso è disciolto in 25,00 ml di 0,02011 M EDTA. L eccesso di EDTA è poi retro-titolato con 0,01113 M Mg 2+, richiedendo 4,23 ml per raggiungere il punto finale. Calcolare la presenza di solfati come % w/w di solfato di sodio nel campione (PF Na 2 SO 4 = 158,11) ESERCIZIO 2 Un campione di KCl (0,3850 g) è stato titolato, secondo Volhard, aggiungendo 50,00 ml di una soluzione di AgNO 3 a titolo noto e utilizzando 10,5 ml di KSCN 0,120 M per titolare l argento in eccesso. La soluzione di nitrato di argento utilizzata era stata standardizzata con il metodo di Mohr, impiegando 37,5 ml per titolare 0,2253 g di NaCl purissimo. Determinare la purezza del campione di KCl (PF NaCl = 58,44; PF KCl = 74,55).

52 Esercizi esonero II 2. Calcolare la percentuale di ioni Mg 2+ che precipiterà da una soluzione di solfato di magnesio 10-3 M tamponata a ph 11,13. (Kps dell idrossido di magnesio: 1,8*10-11 ) Dalle semireazioni indicate qui sotto calcolare il prodotto di solubilità dell idrossido di magnesio. Log(Keq)=(n(E rid-e ox)/0,0592)