4.1.1 Esercizi risolti
Esercizio 4.1 Una miscela di gas contiene il 51.3 % di H2S ed il resto `e CO2. 1.750 L di questa miscela a 21.00 ◦C e 760 torr sono fatti passare attraverso un tubo a 350.0 ◦C e raffreddati rapidamente. Il gas in uscita viene fatto passare attraverso un secondo tubo contenente cloruro di calcio, il cui peso aumenta di 34.7 mg. Trovate la costante di equilibrio a 350.0 ◦C per la formazione del solfuro di carbonile COS da acido solfidrico e anidride carbonica.
Soluzione La reazione `e H2S + CO2−−*)−− COS + H2O; la costante di equilibrio `e perci`o (miscela perfetta): K = pCOSpH2O
pH2SpCO2. La pressione totale a 350 ◦C iniziale (prima che il sistema raggiunga l’equilibrio chimico) si ottiene semplicemente come pin= 760torr × 623.15K/294.15K = 1.610· 103torr; inoltre pH2Sin/pin= 0.513 da cui pH2Sin = 8.260·102torr; analogamente si ricava che pCO2in= 7.841·102
torr. Se chiamiamo x la pressione parziale dell’acqua pH
2O all’equilibrio abbiamo pH2O = x
pCOS = x
pH2S = pH2Sin− x
pCO2 = pCO2in− x
x si ricava dalla variazione di peso del CaCl2, che la assorbe completamente:
x = nH2ORT
V =
34.7×10−3 g
18.02g mol−1 × 62.361 torr L mol
−1 K−1× 623.16 K
1.750 L = 42.76 torr
quindi la costante di equilibrio `e K = 42.726/(783.19× 741.33) = 0.00315.
Esercizio 4.2 La costante di equilibrio della reazione 12N2(g)+12O2(g) −−*)−− NO(g) `e 0.0455 a 2500 K. Quante moli in percentuale di NO ci sarebbero all’equilibrio in aria a questa temperatura? Si ammetta che l’aria contenga ossigeno e azoto molecolari nel rapporto 20.8:79.2.
Soluzione Ammettiamo che la pressione totale sia un’atmosfera e che i coefficienti di fugacit`a siano unitari; elenchiamo le relazioni note tra le pressioni parziali delle tre specie:
pNO p1/2N 2p1/2O 2 = 0.0455 pNO+ pN 2 + pO 2 = 1atm pN2 pO2 = 79.2 20.8 = 3.808
possiamo ricavare dalle ultime due equazioni le pressioni parziali dell’ossigeno e dell’azoto in funzione della pressione del monossido, e sostituirle nella prima equazione, ottenendo
pNO 1 − pNO
= 0.01847
Esercizio 4.3 Una certa quantit`a di pirite viene bruciata all’aria e convertita in anidride solforosa e ossido ferrico. I gas ottenuti vengono fatti passare attraverso un forno contenente un catalizzatore, a 528◦C. In uscita, si ottiene anidride solforica che viene convertita in acido solforico. Quanti metri cubi di aria a 12◦C e 1 atm devono essere forniti per ogni tonnellata di pirite, al fine di convertire il 90 % di tutto lo zolfo contenuto nella pirite stessa in acido solforico? `E nota la Kc per la dissociazione di due moli di anidride solforica in anidride solforica e ossigeno, pari a 1.55 × 10−5 M a 528 ◦C. Considerate la composizione dell’aria come nell’esercizio precedente.
Soluzione La reazione investigata `e 2 SO3(g) −−*)−− 2SO2(g)+ O2(g), di cui `e nota la costante di equili-brio in termini di Kc(cio`e con l’uso delle molarit`a). Cominciamo considerando una tonnellata di pirite FeS2, vale a dire 106 g/119.97 g mol−1= 8.3354 × 103 moli. Queste reagiscono bruciando all’aria
2 FeS2(s)+ 112O2(g) −−*)−− Fe2O3(s)+ 4SO2(g)
quindi si formano 2 × 8.3354 · 103 = 16.667 · 103 moli di anidride solforosa. Di queste il 90 % viene trasformata in anidride solforica, quindi 15.004 × 103. La Kc della reazione di conversione `e
Kc= [SO2]
2[O2] [SO3]2 M
notate che non `e adimensionale (ha le dimensioni di una molarit`a) ed il suo uso non `e pi`u consigliato. Ricaviamo la relazione tra K e Kc, nella solita ipotesi che la miscela sia perfetta
K = pSO2 2pO 2 p2 SO3p = nSO2 2nO 2 n2 SO3 p np = nSO2 2nO 2 n2 SO3 RT V p = Kc RT p
dove p, n, V sono la pressione, il numero di moli ed il volume totali. Dalla precedente relazione otteniamo (sostituendo i valori T = 801.15 K e R = 0.08205670 atm L mol−1 K−1) K = 1.032× 10−3. Si noti che il numero di moli totali della miscela comprende anche l’azoto (inerte in questa reazione) quindi n = nSO
2 + nSO
3 + nO
2 + nN
2. Infine consideriamo che il rapporto tra il numero di moli di azoto e la somma del numero di moli di ossigeno e la met`a del numero di moli di anidride solforosa deve essere uguale al rapporto iniziale tra azoto e ossigeno nell’aria, cio`e
nN
2
nO
2 + nSO
3/2 = 3.808
Riassumendo, abbiamo tre relazioni in n, nO
2 e nN
2. Risolvendo troaviamo nN
2 = 28.6×103. Il numero di moli di aria aggiunte `e pari a (1 + 20.8/79.2)nN2 = 1.26nN2 = nN2 + nO2 + nSO3/2 = 36 × 103; da questo possiamo risalire (legge di stato dei gas perfetti) al volume occupato a 12 ◦C ed 1 atm, che `e pari a 36 · 100.08205670× 285.15/1 = 841 × 103 L vale a dire 841 m3.
Esercizio 4.4 `E data la reazione all’equilibrio Zn(s)+ H2O(g) −−*)−− ZnO(s)+ H2(g). L’energia libera standard di reazione `e 33 kJ mol−1 a 1280 K. Scrivete l’espressione della costante di equilibrio in funzione delle pressioni parziali dei componenti gassosi e calcolatene il valore numerico alla temperatura data.
Soluzione Assumendo che la miscela gassosa sia perfetta:
K = pH2
pH
2O
= exp(−∆fG /RT ) = 0.0450
Esercizio 4.5 L’acido cianidrico forma probabilmente un dimero se disciolto in benzene, mentre si presenta come monomero in acqua. Data una soluzione acquosa di HCN, questa viene sbattuta con benzene a 15◦C fino al raggiungimento dell’equilibrio; per titolazione con NaOH si determina la seguen-te relazione tra le concentrazioni (molalit`a totale) di HCN in benzene (mB) ed in fase acquosa (mA): mB/mA= 0.2458 + 0.039(mA/m ). Trovate la K di equilibrio della reazione 2HCN −−*)−− (HCN)2 in benzene.
Soluzione Dal testo, ricaviamo che: mA = mHCN,A, mB = mHCN,B + 2m(HCN)
2,B. L’equilibrio di ripartizione del sistema `e
Kr= aHCN,B aHCN,A = γHCN,B γHCN,A mHCN,B mHCN,A mentre l’equilibrio di dimerizzazione `e
K = m a(HCN)2,B (aHCN,B)2 = m γ(HCN)2,B (γHCN,B)2 m(HCN) 2,B (mHCN,B)2
Assumendo le due soluzioni come ideali, approssimiamo tutti i coefficienti di attivit`a ad uno; dalle due relazioni di equilibrio e dalle due relazioni in mA, mB otteniamo
mB
mA = Kr+ 2K
2 rKmA
m
che confrontata con la relazione empirica porge: Kr= 0.2458, K = 0.323.
Esercizio 4.6 Considerate la decomposizione del metano:
CH4(g) −−*)−− C(s)+ 2H2(g)
a 298 K; l’entalpia e l’entropia standard diformazione del metano a questa temperatura sono rispetti-vamente ∆fH = −74.85 kJ mol−1 e ∆fS = −80 J K−1 mol−1. Calcolate la costante di equilibrio della reazione di decomposizione.
Soluzione Si ha che ∆dG = −∆fG = −(∆fH − T ∆fS ) = −5.1× 104 J mol−1 e perci`o ln K = −∆fG /RT = −2.1· 101, da cui K = 1.2 × 10−9.
Esercizio 4.7 Considerate la reazione:
`
e noto che fra 400 e 715 K vale la relazione sperimentale
ln p
p = 69.32 −
1.464 × 104
(T /K) − 5.65 ln(T /K)
Calcolate l’entalpia e la capacit`a termica a pressione costante standard di formazione per l’idruro di uranio in funzione della temperatura.
Soluzione La soluzione `e triviale ∆fH = RT2dln K dT = RT 2 d dT −3 2ln p p = −3 2RT 2 14.64 × 103K T2 − 5.65 T = −(2.196 × 104K − 8.48T )R e derivando ancora rispetto alla temperatura
∆fCp,m = ∂∆fH ∂T
= 8.48R
Esercizio 4.8 A 1 atm e 25◦C le entalpie di combustione della grafite `e -94.20, dell’idrogeno -68.31 e del benzene liquido -783.4 kcal mol−1. L’entropia molare a 1 atm e 25 ◦C della grafite `e 1.36, dell’idrogeno 31.23 e del benzene 41.50 cal K−1. A quale fugacit`a dell’idrogeno sarebbero in equilibrio benzene liquido e grafite a 25 ◦C in presenza di un catalizzatore capace di decomporre il benzene esclusivamente in grafite e idrogeno?
Soluzione Assumiamo che la pressione standard sia 1 atm. Consideriamo la reazione di decomposizio-ne del benzedecomposizio-ne in grafite ed idrogeno. L’entalpia di reaziodecomposizio-ne si ottiedecomposizio-ne sommando le entalpie di combu-stione ∆fH = −∆cHC
6H6+ 6∆cHC + 3∆cHH
2 mentre l’entropia `e ∆fS = SmC
6H6− 6SmC − 3SmH
2; l’energia libera si ottiene come ∆fH −T ∆fS ; sostituendo i valori numerici otteniamo ∆fH = 13.27 kcal mol−1, ∆fS = −60.35 cal K−1 mol−1 e ∆fG = 31.26 kcal mol−1. La costante di equilibrio permette poi di trovare al fugacit`a
K = fH2 p 3 = exp(∆fG /RT ) ⇒ fH 2 = 4.3 × 107 atm
Esercizio 4.9 In figura 4.1 `e data una pila con elettrodi a idrogeno e rame. Scrivete lo schema della pila, le reazioni agli elettrodi e la reazione complessiva di cella.
Soluzione Pila:
Pt(s)| H2(g), 1 atm | H+(aq), 1 M || Cu2+(aq), 1 M | Cu(s)
Catodo:
Figura 4.1: Pila: idrogeno + rame
Anodo:
H2(g) −−→ 2 H+(aq)+ 2 e−
Reazione di cella:
H2(g)+ Cu2+(aq)−−*)−− 2 H+(aq)+ Cu(s)
Esercizio 4.10 `E data la pila Daniell, illustrata in figura 4.2. Scrivete lo schema della pila, le reazioni agli elettrodi e la reazione complessiva di cella.
Soluzione Pila: Zn(s)| Zn2+(aq)|| Cu2+(aq)| Cu(s) Catodo: Cu2+(aq)+ 2 e− −−→ Cu(s) Anodo: Zn(s)−−→ Zn2+(aq)+ 2 e− Reazione di cella: Cu2+(aq)+ Zn(s)−−*)−− Cu(s)+ Zn2+(aq)
Esercizio 4.11 Considerate l’equilibrio di solubilit`a generico: MX(s) −−*)−− M+
(aq)+ X−(aq). Conside-riamo la soluzione ideale e definiamo KS = mM+mX−/m 2; sia S la solubilit`a del sale MX, cio`e la molalit`a di MX disciolto. Ora aggiungiamo un elettrolita forte NX con molalit`a C. Ricavate una relazione tra S e C
Soluzione La molalit`a del catione `e mM+ = S, quella dell’anione `e mX− = S + C, quindi S(S + C)/m 2= KS, da cui S =hpC2+ 4m 2KS− Ci/2. Se C 2m √KS, allora espandendo in serie di Taylor la radice e fermandosi al primo ordine si ha S ≈ KSm 2/C.
Esercizio 4.12 Ora risolvete l’esercizio precedente assumendo che la soluzione non sia ideale, quindi KS = aM+aX−/m 2.
Soluzione Possiamo assumere che valga la relazione di Debye-Huckel per il calcolo dei coefficienti di attivit`a medi. Abbiamo quindi:
KS = aM+aX− m 2 = mM+mX− m 2 γ 2 ±
dove mM+ = S, mX− = S + C, log γ± = −A√I, A = 0.509 Kg1/2mol−1/2; I `e la forza ionica, che possiamo assumere tranquillamente come dovuta al solo elettrolita forte (S C), cio`e I ≈ C/m . Segue che ln γ±= −2.303A√C, ovvero γpm2 = exp(−2.344pC/m ). Abbiamo quindi:
S(S + C)
m 2 = KSexp(2.344pC/m ) = KS0
da cui S = q
C2+ 4m 2KS0 − C
/2
Esercizio 4.13 Calcolate l’entalpia standard della reazione NaCl(aq)+ AgNO3(aq)−−*)−− AgCl(s)+ NaNO3(aq)
Cercate i dati termochimici necessari consultando per esempio il CRC Handbook of Chemistry and Physics.
Soluzione Dato che i due nitrati sono elettroliti forti, la reazione effettiva `e Ag+(aq)+ Cl−(aq)−−*)−− AgCl(s)
L’entalpia standard `e perci`o:
∆rH = ∆fH (AgCl) − ∆fH (Ag+) − ∆fH (Cl−)
= −127.07 kJ mol−1− (105.58 kJ mol−1) − (−167.16 kJ mol−1) = −65.49 kJ mol−1
Esercizio 4.14 Calcolate la solubilit`a del solfuro di piombo a 25◦C.
Soluzione la reazione `e PbS(s)−−*)−− Pb2+(aq)+ S2−(aq), con KS ≈ mPb2+mCl2−/m 2 = S2/m 2. Assumendo che i coefficienti di attivit`a siano unitari, si ha che:
ln KS = −∆sG RT = − ∆fG (S2−) + ∆fG (Pb2+) − ∆fG (PbS) RT = −[85.8 + (−24.43) − (−98.7)] · 10 3 J mol−1 8.314472 J mol−1 K−1× 298.15K = −64.57⇒ KS = 9.06× 10−29
da cui segue che S = 9.5 × 10−15mol Kg−1.
Esercizio 4.15 Qual `e la relazione tra forza ionica e molalit`a per il cloruro di magnesio, il solfato di alluminio (III) ed il solfato di ferro (III)?
Soluzione La forza ionica `e I = 12P
i mi
m zi2, quindi per una soluzione in cui sia presente solo l’elet-trolita forte generico MpXq tale che MpXq→ pMz++ qXz−, si trova che I = 12[p(z+)2+ q(z−)2]mm . Nei tre casi si ha perci`o: I(MgCl2) = 3m/m , I(Al2(SO4)3) = 15m/m , I(Fe2(SO4)3) = 15m/m .
Esercizio 4.16 Considerate la cella Pt(s)| H2(g, p ) | HCl(aq)| AgCl(s)| Ag(s). A 25◦C e una molalit`a della soluzione di acido cloridrico pari a 0.010 mmol Kg−1 la fem `e 0.4658 V. Scrivete la reazione di cella, l’equazione di Nerst, e calcolate l’energia libera di reazione ed il potenziale standard dell’elettrodo AgCl|Ag.
` e E = E −RT 2F ln aH+ 2aCl−2 = E −2RT F ln γ±m m
dove abbiamo posto aH+ = γ+mH+/m , aCl− = γ−mCl−/m , quindi aH+2aCl−2 = γ±4m4/m 4, dove m `e la molalit`a dell’acido (elettrolita forte). L’energia libera di reazione `e ∆rG = −2F E = −2 × 96540 C mol−1× 0.4658 V = −85.89 kJ mol−1. Dall’equazione di Debye-Huckel stimiamo il coefficiente di attivit`a media: la forza ionica `e 0.010, quindi log γ±= −0.509 ×√0.010 ⇒ γpm = 0.885; infine sostituendo E, γ±e m nella relazione di Nerst otteniamo E = 0.233 V, che `e anche il potenziale standard del catodo, dato che l’anodo `e un’elettrodo ad idrogeno (potenziale nullo per convenzione).
4.1.2 Esercizi non risolti
Esercizio 4.17 Qaundo viene riscaldato, il solfato di manganese (II) si dissocia completamente in Mn3O4, SO3e SO2. L’anidride solforica si converte parzialmente in anidride solforosa e ossigeno. Se in un recipiente preventivamente evacuato e scaldato a 1030◦C viene introdotto del solfato, all’equilibrio la pressione totale del gas `e 778 torr. Qual `e la pressione parziale di anidride solforosa se la Kc`e 0.504 M?
Esercizio 4.18 La pressione di equilibrio del vapore acqueo sopra una miscela di TlOH e Tl2O `e 125 torr a 100.0◦C. Trovate l’energia libera standard per la sintesi dell’idrossido di tallio da Tl2O e vapore acqueo a 100 ◦C.
Esercizio 4.19 Trovate la costante di equilibrio per la formazione del monossido di azoto a partire dagli elementi a 25.00 ◦C, sapendo che l’entalpia standard di formazione `e 21.5 kcal mol−1 e che l’entropia standard delle specie `e 50.35, 49.02, 45.79 cal K−1 mol−1 per il monossido, l’ossigeno e l’azoto rispettivamente.
Esercizio 4.20 Per la reazione H2(g)+ I2(g) −−*)−− 2 HI(g) la costante di equilibrio vale 8.00 · 102 alla temperatura di 900 K. Calcolate il numero di moli di acido iodidrico presenti all’equilibrio in un reattore in cui siano state poste inizialmente 1.00 mol di idrogeno ed 1.00 mole di iodio, alla pressione di 1 atm.
Esercizio 4.21 Calcolate la costante di dissociazione dell’acido nitrico in acqua a 70◦C note le energie libere standard di formazione e le entropie assolute riferite alla temperatura di 25◦C: ∆fG (HNO3(aq)) = −111.25, ∆fG (NO3−(aq)) = −108.74 kJ mol−1 e Sf (HNO3(aq)) = 155.6, Sf (NO3−(aq)) = 146.4 J K−1 mol−1.
Esercizio 4.22 Si consideri una miscela gassosa in equilibrio costituita da H2, CO2, CO e H2O alla temperatura di 1260 K e con pressioni parziali dell’idrogeno, anidride, monossido e acqua pari rispet-tivamente a 0.55, 0.20, 1.25 e 0.10 bar. Calcolate l’energia libera di reazione per la trasformazione di idrogeno e anidride in acqua e monossido.
Esercizio 4.23 La costante di equilibrio di solubilit`a di Ag2CrO4`e 4.05×10−12; qual `e la sua solubilit`a (in mg L−1) in una soluzione acquosa di KNO3 di molarit`a 2.0 × 10−3?
Esercizio 4.24 A 298 K la costante di equilibrio di solubilit`a di AgIO3`e 5.3 × 10−8. Trovate l’energia libera standard della reazione Ag+(aq) + IO3−(aq) −−*)−− AgIO3(s)
Esercizio 4.25 A 25 ◦C per la coppia Pb|Pb2+ il potenziale redox standard `e 126.3 mV, mentre per Pb, PbF2|F−`e 350.2 mV. Trovate la costante di equilibrio di solubilit`a di PbF2.
Esercizio 4.26 Note l’entalpia e l’energia libera standard di formazione della specie Cl−(aq) a 298 K, pari rispettivamente a -167.16 e -131.23 kJ mol−1 , calcolate il potenziale standard di riduzione dell’elettrodo a 323 K.
Esercizio 4.27 Per una cella Ag, AgCl | HCl(aq)| Hg2Cl2, Hg la forza elettromotrice vale 45.5.mV a 298 K ed il coefficiente di temperatura dE/dT vale 0.338 mV /K. Scrivete la reazione di cella e determinare l’energia libera di Gibbs, l’entalpia e l’entropia di reazione.
Esercizio 4.28 Considerate un elettrodo ad idrogeno in soluzione acquosa di acido cloridrico a 25.00
◦C e 1 atm. Calcolate come varia il potenziale dell’elettrodo quando la molalit`a della soluzione passa da 5.00 mmol Kg−1 a 50.0 mmol Kg−1. Assumete che attivit`a e molalit`a coincidano.
Esercizio 4.29 Nell’esercizio 4.12, assumete che non si possa assumere S C.
Esercizio 4.30 L’entalpia standard di reazione della decomposizione di CaCl2· NH3(s) in CaCl2(s) e NH3(g) `e 78 kJ mol−1 nell’intervallo di temperature compreso tra 350 e 470 K. Se la pressione di equilibrio dell’ammoniaca `e 12.8 torr a 400 K, qual `e la relazione ∆rG (T ) ?
Esercizio 4.31 Per la reazione in fase gas 2A + B = 3C + 2D si trova che partendo da 1.0 mol di A, 2.0 mol di B, 0 mol di C e 1.0 mol di D si trovano all’equilibrio 0.90 moli di C. Se la pressione `e costante e pari ad 1.0 bar, quanto vale K?
Esercizio 4.32 In una cella di cammino ottico l viene immesso NO2ad una pressione p. Si attende che il sistema vada all’equilibrio e si misura l’assorbanza del campione (ad una fissata lunghezza d’onda), la quale `e proporzionale a lp. L’equilibrio da considerare `e la dimerizzazione 2NO2(g) −−*)−− N2O4(g), dove NO2 `e la specie assorbente. 1) Date due celle i cui cammini ottici sono l1 e l2, siano p1 e p2 le pressioni iniziali a cui i campioni, all’equilibrio, assorbono in modo identico; esprimete la costante di equilibrio K in funzione di l1, l2, p1, p2. 2) Se l’assorbanza `e pari a 0.10, p1 = 2.10 torr, p2 = 12.00 torr, l1 = 395 mm, l2 = 75.0 mm, quanto vale K ?
Esercizio 4.33 Calcolate v = VA/VB in funzione del pH per una soluzione acquosa ottenuta mesco-lando un volume VB di una base debole di molarit`a B0 ed un volume VAdi un acido forte di molarit`a A0.
Esercizio 4.34 Consideriamo la stabilit`a termodinamica degli idrati dell’acido nitrico, per i quali sono noti a 190 K i seguenti dati
H2O(g)−−*)−− H2O(s) ∆rG = −23.6 kJ mol−1 H2O(g)+ HNO3(g) −−*)−− HNO3· H2O(s) ∆rG = −57.2 kJ mol−1 2 H2O(g)+ HNO3(g) −−*)−− HNO3· 2 H2O(s) ∆rG = −85.6 kJ mol−1 3 H2O(g)+ HNO3(g) −−*)−− HNO3· 3 H2O(s) ∆rG = −112.8 kJ mol−1 Sapendo che a 190 K pH
2O = 1.3 × 10−7 bar e pHNO
3 = 4.1 × 10−10bar, quale idrato `e stabile?
Esercizio 4.35 Stimate il coefficiente di attivit`a medio di NaCl in una soluzione 0.020 molale di NaCl e 0.35 molale di Ca(NO3)2.
Esercizio 4.36 Determinate la fem standard di una cella in cui la reazione sia:
Co3+(aq)+ 3 Cl−(aq)+ 3 Ag(s)−−*)−− 3 AgCl(s)+ Co(s)
con i potenziali di elettrodo EAgCl | Ag, Cl −= 0.22 V, ECo 3+| Co2+ = 1.81 V e ECo 2+| Co = −0.28 V.
Esercizio 4.37 Calcolate la fem della cella
Cu(s) | CuSO4(aq, m1) k CuSO4(aq, m2) | Cu(s)
a 298.15 K, dove m1 = 1.00 × 10−4 mol kg−1 e m2 = 1.00 × 10−2 mol kg−1.
Esercizio 4.38 `E data la cella
La fugacit`a dell’idrogeno `e pari alla pressione standard, la molalit`a dell’acido cloridrico `e 0.124 mol kg−1, la fem della cella `e 0.342 V, il potenziale standard del catodo `e 0.222 V, la temperatura 298.15 K. Trovate il coefficiente di attivit`a medio.
Esercizio 4.39 `E data la cella
Pt|H2(g, 1 bar) | Sol(aq), KCl(aq)| Hg2Cl2(s)|Hg(l)
”Sol” `e una soluzione tampone a pH = 6.86. A 25.00◦C la fem `e 740.9 mV. Sostituendo la soluzione tampone con una soluzione a pH ignoto, si trova una fem di 609.0 mV. Trovate il pH della seconda soluzione.
Esercizio 4.40 `E data una cella formata come segue: una semicella destra composta da un filo di platino immerso in una soluzione di Sn2+ 1.0 M e Sn4+ 1.0 M, e una semicella sinistra con una bacchetta di tallio immersa in una soluzione di Tl+ 1.0 M; le due celle sono collegate da un ponte salino. Scrivete le semireazioni agli elettrodi, la reazione di cella, e lo schema della cella; calcolate la costante di equilibrio a 25 ◦C ed il voltaggio della cella quando la concentrazione di Tl+ aumenta di dieci volte. Ponete ad uno i coefficienti di attivit`a medi. I potenziali di riduzione standard sono ETl +/Tl= −0.3363 V, ESn 2+/Sn = −0.136 V, ESn 4+/Sn2+ = 0.150 V.