esercizio elettrochimica!!?
5 - Si calcoli il valore della costante di equilibrio
a 25 °C della reazione:
2Fe2+ + Hg2+ 2Fe3+ + Hg
Sapendo che
E°(Fe3+/Fe2+) = +0,771 V;
E°(Hg2+/Hg) = +0,857 V:
A - 1,0x10^21
B - 4,0x10^–5
C - 4,0x10^12
D - 8,0x10^2
ho applicato l'equazione di nernst ma non mi da un risultato corretto..come faccio??
Update:il mio errore è stato in questo passaggio: +0,857 - 0,771 = 0,086 V anziché sottrarre ho sommato...xk devo sottrarre?
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Le due semireazioni REDOX da considerare sono:
Fe(3+) + e(-) <----> Fe(2+)
Hg(2+) + 2e(-)<----> Hg
La reazione complessiva, che si ottiene sommando la seconda semireazione alla prima invertita e moltiplicata per 2, prevede che Hg(2+) si riduce a Hg, agendo da ossidante verso Fe(2+), che diventa Fe(3+):
2Fe(2+) + Hg(2+) <----> 2Fe(3+) + Hg
Gli elettroni scambiati sono 2.
Quindi la f.e.m. della pila che potremmo associare alla reazione è
f.e.m. = Ecatodo – Eanodo = E°(Hg2+/Hg) - E°(Fe3+/Fe2+) – 0.059/2•log Q
dove Q = quoziente di reazione = [Fe3+]^2/{[Fe2+]^2•[Hg2+]}
Q corrisponde a K, costante di equilibrio, quando si raggiunge appunto l’equilibrio, ovvero quanto f.e.m. =0.
0,059/2•log K = E°(Hg2+/Hg) - E°(Fe3+/Fe2+) = +0,857 - 0,771 = 0,086 V
log K = 0,086•2/0,059 = 2,92
K = 10^2,92 = 820
La risposta corretta è la D