Primjeri pitanja Diskusija o elektrohemijskim ćelijama: Razumijevanje osnova elektrohemije kroz primjere pitanja
Elektrohemija je grana hemije koja proučava odnos između hemijskih reakcija i električne struje. U elektrohemiji često razmatramo dvije glavne vrste ćelija: galvanske (ili voltaične) ćelije i elektrolitičke ćelije. Obje vrste ćelija koriste redoks reakcije za generiranje ili korištenje električne energije.
U ovom članku ćemo razmotriti neke primjere elektrohemijskih ćelija koji će nam pomoći da produbimo razumijevanje ovog koncepta.
1. Pitanje: Galvanska ćelija
Na primjer, uzmimo galvansku ćeliju koja se sastoji od cinkove (Zn) elektrode umočene u rastvor ZnSO₄ i bakrene (Cu) elektrode umočene u rastvor CuSO₄. Zapišite reakcije koje se odvijaju na svakoj elektrodi, kao i ukupnu reakciju u ovoj galvanskoj ćeliji.
Diskusija:
1. Reakcija na cinkovoj elektrodi (anoda, oksidacija):
Reakcija: \( Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- \)
Ovdje se cink oksidira u cinkov ion (Zn²⁺) i oslobađa dva elektrona.
2. Reakcija na bakarnoj elektrodi (katoda, redukcija):
Reakcija: \( Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) \)
Ovdje, ioni bakra (Cu²⁺) primaju dva elektrona i redukuju se do čvrstog bakra (Cu).
3. Ukupna reakcija u galvanskoj ćeliji:
Kombinujte ove dvije polureakcije da biste dobili ukupnu reakciju:
\( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)
Općenito se može zaključiti da se u galvanskim ćelijama spontanost redoks reakcija koristi za proizvodnju električne struje.
2. Pitanje: Potencijal ćelije
S obzirom na standardni redukcijski potencijal za Zn²⁺/Zn = -0,76 V i Cu²⁺/Cu = +0,34 V, izračunajte potencijal galvanske ćelije o kojoj je ranije bilo riječi.
Diskusija:
Potencijal ćelije (E°_cell) može se izračunati pomoću jednačine:
\[
E°_{ćelija} = E°_{katoda} – E°_{anoda}
\]
Gdje:
– Katoda je elektroda na kojoj se odvija redukcija (Cu²⁺/Cu sa E° = +0.34 V)
– Anoda je elektroda na kojoj se odvija oksidacija (Zn²⁺/Zn sa E° = -0.76 V)
\[
E°_{sel} = 0.34\, V – (-0.76\, V) = 0.34\, V + 0.76\, V = 1.10\, V
\]
Dakle, potencijal galvanske ćelije je 1,10 V.
3. Pitanje: Elektrolitička ćelija
U elektrolitičkoj ćeliji, rastvor natrijum hlorida (NaCl) se priprema unutar elektrolitičke ćelije sa inertnim elektrodama. Opišite reakcije koje se odvijaju na svakoj elektrodi.
Diskusija:
U elektrolitičkoj ćeliji, električna energija se koristi za pokretanje nespontane reakcije. U elektrolitičkoj ćeliji sa rastvorom NaCl imamo:
1. Reakcija na katodi (redukcija):
\[
2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
U većini razrijeđenih rastvora NaCl, voda će se reducirati prije natrija jer je redukcijski potencijal vode pozitivniji (-0.83 V) nego natrija (-2.71 V).
2. Reakcija na anodi (oksidacija):
\[
2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-
\]
Na anodi se hloridni ioni oksidiraju u plinoviti hlor.
3. Ukupna reakcija:
Kombinirajte reakcije na katodi i anodi da biste dobili ukupnu reakciju:
\[
2H_2O(l) + 2Cl^-(aq) \rightarrow H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
U ovoj elektrolizi slane vode, vodonik i hlor se proizvode zajedno sa baznim rastvorom (NaOH) zbog interakcije jona u rastvoru.
4. Pitanje: Faradejevi zakoni elektrolize
Koliko grama bakra se istaloži iz rastvora CuSO₄ ako se kroz rastvor propusti struja od 2 faradaja?
Diskusija:
Faradejev zakon kaže da je količina supstance koja se taloži na elektrodi tokom elektrolize proporcionalna količini električne struje koja prolazi kroz nju. Masa supstance (m) može se izračunati pomoću jednačine:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
Gdje:
– \(m\) je masa deponovane supstance
– \(M\) je molarna masa supstance (za Cu, M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) je količina električnog naboja (u kulonima, izračunata kao \(Q = n \cdot F\), gdje je n broj faradaja)
– \(n\) je broj molova elektrona uključenih u reakciju (za Cu²⁺/Cu, n = 2)
– \(F\) je Faradejeva konstanta (96500 C/mol)
Sa 2 faradejevom strujom:
\[
m = 63.5 g/mol 2 × 96500 C}{2 × 96500 C/mol
\]
Pojednostavite jednačinu:
\[
m = 63.5 g
\]
Rezultat je bio da je ovom elektrolizom deponovano 63.5 grama bakra.
Zaključak
Razumijevanje elektrohemijskih ćelija zahtijeva poznavanje redoks reakcija, proračuna ćelijskog potencijala i elektrohemijske stehiometrije. Razumijevanje primjera problema poput gore navedenog korisno je za razjašnjavanje osnovnih koncepata i njihove primjene u različitim vrstama elektrohemijskih ćelija. Konačno, nastavite vježbati s različitim problemima kako biste produbili ovo razumijevanje, posebno za teorijsku i praktičnu primjenu u različitim oblastima nauke i industrije.
