Пример за дискусионни въпроси по електрохимия
Електрохимията е дял от химията, който изучава връзката между химичните реакции и промените в електрическата енергия. В електрохимията има две основни понятия: окисление (освобождаване на електрони) и редукция (придобиване на електрони). Тези процеси могат да се наблюдават в два вида електрохимични клетки: волтови клетки (галванични клетки) и електролитни клетки. По-долу са дадени някои примерни задачи и техните обяснения, които ще ви помогнат да разберете електрохимията.
Примерен въпрос 1: Волтова клетка
Въпрос:
Дадена е волтова клетка с цинкови (Zn) и медни (Cu) електроди, свързани чрез солен мост. Zn е потопено в 1 M разтвор на ZnSO4, а Cu е потопено в 1 M разтвор на CuSO4. Запишете реакциите, които протичат на всеки електрод, и изчислете потенциалната разлика (ЕМП) на волтовата клетка. Стандартни данни за електродния потенциал:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Дискусия:
Първата стъпка е да се определи редокс реакцията, която протича. В волтова клетка спонтанна редокс реакция протича, когато
– Цинкът (Zn) се окислява:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Медта (Cu) претърпява редукция:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Общата редокс реакция във волтова клетка е:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
След това ще изчислим потенциалната разлика на клетката:
\[ E_{\text{клетка}} = E^o_{\text{катод}} – E^o_{\text{анод}} \]
Къде:
– Катодът е електродът, където протича редукция (Cu).
– Анодът е електродът, където протича окислението (Zn).
така че,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \text{V} – (-0.76 \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
заключение:
– Реакцията, която протича на анода (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Реакцията, която протича на катода (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Потенциална разлика в клетката (ЕМП): 1.10 V
-
Примерен въпрос 2: Електролитна клетка
Въпрос:
При електролиза на разтвор на NaCl, опишете реакциите, които протичат на катода и анода, ако се използва инертен електрод, като например платина (Pt). Изчислете общия заряд, необходим за получаване на 1 грам Cl2. (Ar Cl = 35.5)
Дискусия:
Първата стъпка е да се запишат реакциите, които протичат на всеки електрод в разтвора на NaCl.
– На катода (редукция):
В този процес, H+ йоните от водата ще бъдат редуцирани:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– На анода (окисление):
Cl- йонът ще се окисли, за да се превърне в газообразен Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Обща реакция:
Така че общата реакция, която протича при електролизата на разтвор на NaCl, е:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
За да изчислим заряда, необходим за получаване на 1 грам Cl2, трябва да определим броя на моловете Cl2:
\[ \text{Маса на Cl}_2 = 1 \text{ грам} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ грам/мол} \]
\[ \text{Брой молове Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Въз основа на уравнението на реакцията на анода, 1 mol Cl2 се произвежда от 2 mol електрони:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
С други думи, 1 мол Cl2 изисква 2 мола електрони.
Брой молове електрони:
\[ \text{Брой молове електрони} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Необходимият заряд може да се изчисли, като се използва стойността на Фарадей (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \ умножено по F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{ mol}\right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
заключение:
– Реакция на катода:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Реакция на анода:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Общият заряд, необходим за производството на 1 грам Cl2, е 2718 C.
-
Пример 3: Връзка на Нернст и нестандартни условия
Въпрос:
Изчислете потенциала на волтова клетка, направена от Ag/Ag+ електроди с концентрация на сребърни йони 0.1 M и Zn/Zn2+ електроди с концентрация 0.01 M. Стандартният електроден потенциал е:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Дискусия:
Първата стъпка е да запишете реакциите, които протичат:
– Окисление на анода (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Редукция на катода (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Обща реакция:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Въз основа на уравнението на Нернст:
\[ E_{\text{Клетка}} = E^o_{\text{Клетка}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{продукт}]}{[\text{реагент}]} \right) \]
Къде:
\[n = 2 \]
Първо, изчислете E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
След това изчислете действителния клетъчен потенциал при дадената концентрация:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
заключение:
– Реакциите, които протичат на анода и катода, остават едни и същи
– Клетъчният потенциал с дадена концентрация е 1.56 V
Тази статия показва как да се решават няколко вида проблеми в електрохимията, включително проблеми, свързани с волтаични клетки, електролитни клетки и изчисления, използващи уравнението на Нернст. Задълбоченото разбиране на принципите, лежащи в основата на редокс реакциите, и способността за използване на електрохимични данни са от съществено значение за успешното решаване на тези видове проблеми.
