Voorbeeld van Elektrochemie Besprekingsvrae
Elektrochemie is 'n tak van chemie wat die verband tussen chemiese reaksies en veranderinge in elektriese energie bestudeer. In elektrochemie is daar twee hoofkonsepte: oksidasie (die vrystelling van elektrone) en reduksie (die verkryging van elektrone). Hierdie prosesse kan waargeneem word in twee tipes elektrochemiese selle: voltaïese selle (galvaniese selle) en elektrolitiese selle. Hieronder is 'n paar voorbeeldprobleme en hul verduidelikings om jou te help om elektrochemie te verstaan.
Voorbeeldvraag 1: Voltaïese Sel
Vraag:
Gegewe 'n voltaïese sel met sink (Zn) en koper (Cu) elektrodes wat deur 'n soutbrug verbind is. Zn word in 'n 1 M ZnSO4-oplossing gedoop en Cu word in 'n 1 M CuSO4-oplossing gedoop. Skryf die reaksies neer wat by elke elektrode plaasvind en bereken die potensiaalverskil (EMK) van die voltaïese sel. Standaard elektrodepotensiaaldata:
\[ E^o_{\tex{Zn}^{2+}/\tex{Zn}} = -0.76 \, \tex{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Bespreking:
Die eerste stap is om die redoksreaksie wat plaasvind te bepaal. In 'n voltaïese sel vind 'n spontane redoksreaksie plaas waar
– Sink (Zn) ondergaan oksidasie:
\[ \tex{Zn (s)} \rightarrow \tex{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Koper (Cu) ondergaan reduksie:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Die totale redoksreaksie in 'n voltaïese sel is:
[ \tex{Zn (s)} + \tex{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \tex{Zn}^{2+} (aq) + \tex{Cu (s)} \]
Volgende sal ons die selpotensiaalverskil bereken:
\[ E_{\teks{sel}} = E^o_{\teks{katode}} – E^o_{\teks{anode}} \]
Dimana:
– Die katode is die elektrode waar reduksie (Cu) plaasvind.
– Die anode is die elektrode waar oksidasie (Zn) plaasvind.
Sodat,
[E_{\tex{sel}} = 0.34 \, \tex{V} – (-0.76 \, \tex{V}) \]
\[ E_{\tex{sel}} = 0.34 \, \tex{V} + 0.76 \, \tex{V} = 1.10 \, \tex{V} \]
Afsluiting:
– Die reaksie wat by die anode plaasvind (Zn):
\[ \tex{Zn (s)} \rightarrow \tex{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Die reaksie wat by die katode plaasvind (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Selpotensiaalverskil (EMK): 1.10 V
-
Voorbeeldvraag 2: Elektrolitiese Sel
Vraag:
In die elektrolise van 'n NaCl-oplossing, noem die reaksies wat by die katode en anode plaasvind indien 'n inerte elektrode, soos platinum (Pt), gebruik word. Bereken die totale lading wat benodig word om 1 gram Cl2 te produseer. (ArCl = 35.5)
Bespreking:
Die eerste stap is om die reaksies neer te skryf wat by elke elektrode in die NaCl-soutoplossing plaasvind.
– By die katode (reduksie):
In hierdie proses sal H+ ione van water gereduseer word:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \regspyl H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– By die anode (oksidasie):
Die Cl-ioon sal oksidasie ondergaan om Cl2-gas te word:
\[ 2Cl^-(aq) \regspyl Cl_2(g) + 2e^- \]
Totale Reaksie:
Dus is die totale reaksie wat plaasvind in die elektrolise van NaCl-oplossing:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \regspyl 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Om die lading te bereken wat benodig word om 1 gram Cl2 te produseer, moet ons die aantal mol Cl2 bepaal:
\[ \tex{Massa van Cl}_2 = 1 \tex{ gram} \]
[ArCl₂ = 2 x 35.5 = 71 gram/mol]
\[ \tex{Aantal mol Cl}_2 = \frac{1}{71} \tex{ mol} \]
Gebaseer op die reaksievergelyking by die anode, word 1 mol Cl2 geproduseer uit 2 mol elektrone:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Met ander woorde, 1 mol Cl2 benodig 2 mol elektrone.
Aantal mol elektrone:
\[ \tex{Aantal mol elektrone} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \tex{ mol} \]
Die vereiste lading kan bereken word met behulp van die Faraday-waarde (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \maal F \]
[Q = (frak{2}{71} mol) maal 96485 C/mol]
\[ Q = 2718 \teks{ C} \]
Afsluiting:
– Reaksie by die katode:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \regspyl H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reaksie by die anode:
\[ 2Cl^-(aq) \regspyl Cl_2(g) + 2e^- \]
– Die totale lading wat benodig word om 1 gram Cl2 te produseer, is 2718 C.
-
Voorbeeld 3: Nernst-verhouding en nie-standaardvoorwaardes
Vraag:
Bereken die potensiaal van 'n voltaïese sel gemaak van Ag/Ag+ elektrodes met 'n silwerioonkonsentrasie van 0.1 M en Zn/Zn2+ elektrodes met 'n konsentrasie van 0.01 M. Die standaard elektrodepotensiaal is:
\[ E^o_{\teks{Ag}^{+}/\teks{Ag}} = +0.80 \, \teks{V} \]
\[ E^o_{\tex{Zn}^{2+}/\tex{Zn}} = -0.76 \, \tex{V} \]
Bespreking:
Die eerste stap is om die reaksies wat plaasvind neer te skryf:
– Oksidasie by die anode (Zn):
\[ \tex{Zn (s)} \rightarrow \tex{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reduksie by die katode (Ag):
\[ \teks{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \teks{Ag (s)} \]
Totale reaksie:
[ \tex{Zn (s)} + 2\tex{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \tex{Zn}^{2+} (aq) + 2\tex{Ag (s)} \]
Gebaseer op die Nernst-vergelyking:
[ E_{\teks{Sel}} = E^o_{\teks{Sel}} – ( \frac{0.0592}{n} ) \log ( \frac{[\teks{produk}]}{[\teks{reaktant}]} )]
Dimana:
\[n = 2 \]
Bereken eers E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\teks{Sel}} = E^o_{\teks{Ag}^{+}/\teks{Ag}} – E^o_{\teks{Zn}^{2+}/\teks{Zn}} \]
[E^o_{\teks{Sel}} = 0.80 \, \teks{V} – (-0.76 \, \teks{V}) \]
\[ E^o_{\teks{Sel}} = 1.56 \, \teks{V} \]
Bereken vervolgens die werklike selpotensiaal by die gegewe konsentrasie:
[E_{\tex{Sel}} = 1.56 \, \tex{V} – \linker( \frac{0.0592}{2} \right) \log \linker( \frac{[\tex{Zn}^{2+}]}{[\tex{Ag}^{+}]^2} \right) \]
[E_{\tex{Sel}} = 1.56 \, \tex{V} – \links( \frac{0.0592}{2} \right) \log \links( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
[E_{\tex{Sel}} = 1.56 \, \tex{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\teks{Sel}} = 1.56 \, \teks{V} \]
Afsluiting:
– Die reaksies wat by die anode en katode plaasvind, bly dieselfde
– Die selpotensiaal met 'n gegewe konsentrasie is 1.56 V
Hierdie artikel wys hoe om verskeie tipes probleme in elektrochemie op te los, insluitend probleme wat voltaïese selle, elektrolitiese selle en berekeninge met behulp van die Nernst-vergelyking behels. 'n Deeglike begrip van die beginsels agter redoksreaksies en die vermoë om elektrochemiese data te gebruik, is noodsaaklik vir sukses in die oplossing van hierdie tipe probleme.
