Exemple de preguntes de discussió d'electroquímica
L'electroquímica és una branca de la química que estudia la relació entre les reaccions químiques i els canvis en l'energia elèctrica. En electroquímica, hi ha dos conceptes principals: l'oxidació (l'alliberament d'electrons) i la reducció (el guany d'electrons). Aquests processos es poden observar en dos tipus de piles electroquímiques: les piles voltaiques (piles galvàniques) i les piles electrolítiques. A continuació es mostren alguns exemples de problemes i les seves explicacions per ajudar-vos a entendre l'electroquímica.
Exemple de pregunta 1: Pila voltaica
Pregunta:
Donada una pila voltaica amb elèctrodes de zinc (Zn) i coure (Cu) connectats a través d'un pont salí. El Zn es submergeix en una solució 1 M de ZnSO4 i el Cu es submergeix en una solució 1 M de CuSO4. Escriu les reaccions que es produeixen a cada elèctrode i calcula la diferència de potencial (FEM) de la pila voltaica. Dades del potencial de l'elèctrode estàndard:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Discussió:
El primer pas és determinar la reacció redox que es produeix. En una pila voltaica, es produeix una reacció redox espontània on
– El zinc (Zn) s'oxida:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– El coure (Cu) pateix una reducció:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
La reacció redox total en una pila voltaica és:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
A continuació, calcularem la diferència de potencial de la cel·la:
\[ E_{\text{cel·la}} = E^o_{\text{càtode}} – E^o_{\text{ànode}} \]
On:
– El càtode és l'elèctrode on es produeix la reducció (Cu).
– L'ànode és l'elèctrode on es produeix l'oxidació (Zn).
Així que,
[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}]
Conclusió:
– La reacció que té lloc a l'ànode (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– La reacció que té lloc al càtode (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Diferència de potencial de la cel·la (EMF): 1.10 V
-
Exemple de pregunta 2: Cel·la electrolítica
Pregunta:
En l'electròlisi d'una solució de NaCl, indiqueu les reaccions que es produeixen al càtode i a l'ànode si s'utilitza un elèctrode inert, com ara el platí (Pt). Calculeu la càrrega total necessària per produir 1 gram de Cl2. (ArCl = 35.5)
Discussió:
El primer pas és escriure les reaccions que es produeixen a cada elèctrode de la solució salina de NaCl.
– Al càtode (reducció):
En aquest procés, els ions H+ de l'aigua es reduiran:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– A l'ànode (oxidació):
L'ió Cl- s'oxidarà per convertir-se en gas Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Reacció total:
Així doncs, la reacció total que es produeix en l'electròlisi d'una solució de NaCl és:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Per calcular la càrrega necessària per produir 1 gram de Cl2, cal determinar el nombre de mols de Cl2:
\[ \text{Massa de Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ grams/mol} \]
\[ \text{Nombre de mols de Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Segons l'equació de reacció a l'ànode, es produeix 1 mol de Cl2 a partir de 2 mols d'electrons:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
En altres paraules, 1 mol de Cl2 requereix 2 mols d'electrons.
Nombre de mols d'electrons:
\[ \text{Nombre de mols d'electrons} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
La càrrega necessària es pot calcular utilitzant el valor de Faraday (F = 96485 C/mol e^-):
[Q = n × F]
Q = (2/71 mol) x 96485 C/mol
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Conclusió:
– Reacció al càtode:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reacció a l'ànode:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– La càrrega total necessària per produir 1 gram de Cl2 és de 2718 C.
-
Exemple 3: Relació de Nernst i condicions no estàndard
Pregunta:
Calcula el potencial d'una pila voltaica feta d'elèctrodes Ag/Ag+ amb una concentració d'ions de plata de 0.1 M i elèctrodes Zn/Zn2+ amb una concentració de 0.01 M. El potencial estàndard de l'elèctrode és:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Discussió:
El primer pas és escriure les reaccions que es produeixen:
– Oxidació a l'ànode (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reducció al càtode (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Reacció total:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Basat en l'equació de Nernst:
\[ E_{\text{Cel·la}} = E^o_{\text{Cel·la}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log left( \frac{[\text{producte}]}{[\text{reactiu}]} \right) \]
On:
\[n = 2\]
Primer, calcula E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cel·la}} = 1.56 \, \text{V} \]
A continuació, calculeu el potencial real de la cèl·lula a la concentració donada:
[E_{\text{Sel}} = 1.56, \text{V} – ( \frac{0.0592}{2} \right) \log ( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right)]
[E_{\text{Sel}} = 1.56, \text{V} – ( \frac{0.0592}{2} right) \log ( \frac{0.01}{(0.1)^2} right)]
[E_{\text{Sel}} = 1.56, \text{V} – 0.0296 \log left( \frac{0.01}{0.01} \right)]
\[ E_{\text{Cel·la}} = 1.56 \, \text{V} \]
Conclusió:
– Les reaccions que es produeixen a l'ànode i al càtode romanen iguals
– El potencial de la pila amb una concentració determinada és d'1.56 V
Aquest article mostra com resoldre diversos tipus de problemes en electroquímica, inclosos problemes que impliquen piles voltaiques, piles electrolítiques i càlculs mitjançant l'equació de Nernst. Una comprensió completa dels principis subjacents a les reaccions redox i la capacitat d'utilitzar dades electroquímiques són essencials per tenir èxit en la resolució d'aquest tipus de problemes.
