Elektrokimya Müzakirə Suallarına Nümunə
Elektrokimya kimyəvi reaksiyalar və elektrik enerjisindəki dəyişikliklər arasındakı əlaqəni öyrənən kimyanın bir qoludur. Elektrokimyada iki əsas anlayış mövcuddur: oksidləşmə (elektronların sərbəst buraxılması) və reduksiya (elektronların qazanılması). Bu proseslər iki növ elektrokimyəvi elementdə müşahidə edilə bilər: voltaik elementlər (qalvanik elementlər) və elektrolitik elementlər. Aşağıda elektrokimyanı başa düşməyinizə kömək edəcək bəzi nümunə məsələlər və onların izahları verilmişdir.
Nümunə Sual 1: Voltaik Element
Sual:
Duz körpüsü vasitəsilə birləşdirilmiş sink (Zn) və mis (Cu) elektrodları olan voltaik element verilir. Zn 1 M ZnSO4 məhluluna, Cu isə 1 M CuSO4 məhluluna batırılır. Hər elektrodda baş verən reaksiyaları yazın və voltaik elementin potensial fərqini (EMF) hesablayın. Standart elektrod potensial məlumatları:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Müzakirə:
İlk addım baş verən redoks reaksiyasını təyin etməkdir. Voltaik hüceyrədə spontan redoks reaksiyası baş verir, burada
– Sink (Zn) oksidləşməyə məruz qalır:
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Mis (Cu) reduksiyaya məruz qalır:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \sağ arrow \text{Cu (s)} \]
Voltaik hüceyrədə ümumi redoks reaksiyası belədir:
\[ \text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
Sonra, hüceyrə potensial fərqini hesablayacağıq:
\[ E_{\text{cell}} = E^o_{\text{katod}} – E^o_{\text{anod}} \]
Harada:
– Katod, reduksiyanın (Cu) baş verdiyi elektroddur.
– Anod oksidləşmənin (Zn) baş verdiyi elektroddur.
Belə ki,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Nəticə:
– Anodda (Zn) baş verən reaksiya:
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Katodda (Cu) baş verən reaksiya:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \sağ arrow \text{Cu (s)} \]
– Hüceyrə potensial fərqi (EMF): 1.10 V
-
Nümunə Sual 2: Elektrolitik Hüceyrə
Sual:
NaCl məhlulunun elektrolizində, platin (Pt) kimi inert elektrod istifadə edildikdə katod və anodda baş verən reaksiyaları qeyd edin. 1 qram Cl2 istehsal etmək üçün tələb olunan ümumi yükü hesablayın. (Ar Cl = 35.5)
Müzakirə:
İlk addım, NaCl duz məhlulundakı hər bir elektrodda baş verən reaksiyaları yazmaqdır.
– Katodda (reduksiya):
Bu prosesdə sudan H+ ionları azalacaq:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Anodda (oksidləşmə):
Cl-ionu Cl2 qazına çevrilmək üçün oksidləşməyə məruz qalacaq:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Ümumi Reaksiya:
Beləliklə, NaCl məhlulunun elektrolizində baş verən ümumi reaksiya:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \sağ ox 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
1 qram Cl2 istehsal etmək üçün tələb olunan yükü hesablamaq üçün Cl2-nin mol sayını təyin etməliyik:
\[ \text{Cl kütləsi}_2 = 1 \text{ qram} \]
\[ \text{Ar Cl}_2 = 2 \dəfə 35.5 = 71 \text{ qram/mol} \]
\[ \text{Cl-in mol sayı}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Anoddakı reaksiya tənliyinə əsasən, 2 mol elektrondan 1 mol Cl2 əmələ gəlir:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Başqa sözlə, 1 mol Cl2 üçün 2 mol elektron tələb olunur.
Elektronların mol sayı:
\[ \text{Elektronların mol sayı} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Tələb olunan yük Faraday dəyəri (F = 96485 C/mol e^-) istifadə edilərək hesablana bilər:
\[ Q = n \dəfə F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{ mol}\right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Nəticə:
– Katodda reaksiya:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Anodda reaksiya:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– 1 qram Cl2 əmələ gətirmək üçün tələb olunan ümumi yük 2718 C-dir.
-
Nümunə 3: Nernst münasibəti və qeyri-standart şərtlər
Sual:
0.1 M gümüş ion konsentrasiyasına malik Ag/Ag+ elektrodlarından və 0.01 M konsentrasiyasına malik Zn/Zn2+ elektrodlarından hazırlanmış voltaik elementin potensialını hesablayın. Standart elektrod potensialı belədir:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Müzakirə:
İlk addım baş verən reaksiyaları yazmaqdır:
– Anodda (Zn) oksidləşmə:
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Katodda reduksiya (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag(s)} \]
Ümumi reaksiya:
\[ \text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Nernst tənliyinə əsasən:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{product}]}{[\text{reaktant}]} \right) \]
Harada:
\[ n = 2 \]
Əvvəlcə E^o_{\text{Sel}}-i hesablayın:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Sonra, verilən konsentrasiyada faktiki hüceyrə potensialını hesablayın:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Nəticə:
– Anod və katodda baş verən reaksiyalar eyni qalır
– Verilmiş konsentrasiyada hüceyrə potensialı 1.56 V-dur
Bu məqalədə elektrokimyada bir neçə növ problemin, o cümlədən voltaik elementlər, elektrolitik elementlər və Nernst tənliyindən istifadə edərək hesablamaların necə həll ediləcəyi göstərilir. Oksidləşmə-redoks reaksiyalarının prinsiplərini dərindən anlamaq və elektrokimyəvi məlumatlardan istifadə etmək bacarığı bu tip problemlərin həllində uğur qazanmaq üçün vacibdir.
