esercizio elettrochimica?
Calcolare la costante di instabilita` di [Ag(S2O3)2]3- sapendo che un elettrodo di argento immerso
in una soluzione di argento 7.303x10^-3 M e tiosolfato 1.00 M ha un potenziale di -1.152x10^-1 V
rispetto all'elettrodo normale a idrogeno. Il potenziale standard della coppia Ag+/Ag e' 0.799 V Si
trascurino gli equilibri acido-base.
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La semireazione redox che interessa l’elettrodo in questione è
Ag(+) + e(-) <----> Ag
Il potenziale elettrodico il funzione della concentrazione degli ioni Ag+ può essere espresso mediante la legge di Nernst:
E = E°(Ag+/Ag) + 0.059 log[Ag+]
Quindi:
log[Ag+] = [E - E°(Ag+/Ag)]/0.059 = (-0.0052 -0.799)/0.059 = -0.9142/0.059 = -15.49
[Ag+] = 10^(-15.49) = 3.2•10^-16 M
Nella soluzione si instaura il seguente equilibrio di complessazione :
Ag(S2O3)2(3-) <-------> Ag(+) + 2S2O3(2-)
La concentrazione iniziale di ioni Ag+ è 7.303x10^-3 M, mentre quella di ioni tiosolfato è 1.00 M, quindi in deciso eccesso rispetto a quella degli ioni Ag+.
All’equilibrio possiamo dire che quasi la totalità degli ioni Ag+ sarà in forma complessata. La concentrazione degli ioni tiosolfato sarà sostanzialmente ancora quella iniziale.
Quindi le concentrazioni delle tre specie che partecipano all’equilibrio complesso metrico saranno:
[Ag(S2O3)2(3-)] = 7.303•10^-3 M
[S2O3(2-)] = 1.00 M
[Ag+] = 3.2•10^-16 M
La costante di instabilità per il complesso viene espressa come segue:
Kinst = [Ag(+) ]•[S2O3(2-)]^2/[Ag(S2O3)2(3-)]
Sostituendo I valori otteniamo:
Kinst = 4.38•10^-14 M^2