Exemples de preguntes i discussió sobre el potencial d'elèctrode estàndard
Pendahuluan
El potencial d'elèctrode estàndard és un concepte important en electroquímica que descriu la capacitat d'un elèctrode per atraure electrons. Aquest concepte s'utilitza en càlculs de cel·les electroquímiques i per determinar la propensió a reaccions redox. El potencial d'elèctrode estàndard (E°) es mesura en condicions estàndard, és a dir, a una concentració d'1 M, una pressió d'1 atm i una temperatura de 25 °C (298 K). En aquest article, discutirem diversos exemples de problemes de potencial d'elèctrode estàndard i els tractarem en profunditat.
Concepte bàsic del potencial d'elèctrode estàndard
El potencial d'elèctrode estàndard, denotat com a E°, descriu la tendència d'una espècie química a reduir-se (acceptar electrons). Com més positiu sigui el valor d'E°, més gran serà la tendència de l'espècie a reduir-se. Per contra, com més negatiu sigui el valor d'E°, més gran serà la tendència de l'espècie a oxidar-se (perdre electrons).
La taula de potencials d'elèctrode estàndard proporciona valors d'E° per a diverses reaccions redox, i aquests valors s'utilitzen per calcular els potencials de les cel·les electroquímiques.
Exemple de pregunta 1
Pregunta:
Donades les dues semireaccions següents i els seus potencials d'elèctrode:
– Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s), E° = +0.80 V
– Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s), E° = +0.34 V
Determineu el potencial de la cel·la (E°_cel·la) per a la cel·la galvànica formada per aquestes dues semireaccions.
Discussió:
Per determinar el potencial de la pila, cal identificar l'ànode i el càtode. En una pila galvànica, el que té el potencial d'elèctrode estàndard més positiu actua com a càtode (lloc de reducció) i el que té el potencial d'elèctrode més negatiu com a ànode (lloc d'oxidació).
1. Identifiqueu l'ànode i el càtode:
– Ag⁺ + e⁻ → Ag, E° = +0.80 V (més positiu, per tant càtode)
– Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = +0.34 V (més negatiu, doncs ànode)
2. Determinar les reaccions d'oxidació i reducció:
– Càtode (reducció): Ag⁺ + e⁻ → Ag, E°_càtode = +0.80 V
– Ànode (oxidació): Cu → Cu²⁺ + 2e⁻, E°_ànode = -0.34 V (invertir la direcció de reacció i el signe del potencial)
3. Càlcul de la cel·la E°:
\[
E°_{cel·la} = E°_{càtode} – E°_{ànode}
\]
\[
E°_{sel} = 0.80\, \text{V} – (-0.34\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 0.80\, \text{V} + 0.34\, \text{V} = 1.14\, \text{V}
\]
Per tant, el potencial de la cel·la (E°_cel·la) és de +1.14 V.
Exemple de pregunta 2
Pregunta:
Donada la reacció següent amb el seu potencial d'elèctrode:
– Fe³⁺(aq) + e⁻ → Fe²⁺(aq), E° = +0.77 V
– Zn²⁺(aq) + 2e⁻ → Zn(s), E° = -0.76 V
Determineu el potencial de la cel·la (E°_cel·la) per a una cel·la galvànica utilitzant les dues semireaccions i escriviu la reacció completa de la cel·la.
Discussió:
Com abans, primer hem d'identificar l'ànode i el càtode.
1. Identifiqueu l'ànode i el càtode:
– Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺, E° = +0.77 V (més positiu, per tant càtode)
– Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn, E° = -0.76 V (més negatiu, per tant ànode)
2. Determinar les reaccions d'oxidació i reducció:
– Càtode (reducció): Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺, E°_càtode = +0.77 V
– Ànode (oxidació): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E°_ànode = -0.76 V (invertir la direcció de reacció i el signe del potencial)
3. Equilibri d'electrons:
La reacció total ha d'equilibrar el nombre d'electrons:
\[
2(\text{Fe}^{3+} + e⁻ → \text{Fe}^{2+})
\]
\[
\text{Zn} → \text{Zn}^{2+} + 2e⁻
\]
Així doncs, la reacció cel·lular completa és:
\[
2\text{Fe}^{3+} + \text{Zn} → 2\text{Fe}^{2+} + \text{Zn}^{2+}
\]
4. Càlcul de la cel·la E°:
\[
E°_{cel·la} = E°_{càtode} – E°_{ànode}
\]
\[
E°_{sel} = 0.77\, \text{V} – (-0.76\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 0.77\, \text{V} + 0.76\, \text{V} = 1.53\, \text{V}
\]
Per tant, el potencial de la cel·la (E°_cel·la) és de +1.53 V.
Exemple de pregunta 3
Pregunta:
Doneu el potencial de la cel·la i completeu la reacció cel·lular per a una cel·la galvànica utilitzant la següent reacció:
– MnO₂(s) + 4H⁺(aq) + 2e⁻ → Mn²⁺(aq) + 2H₂O(l), E° = +1.23 V
– Cr³⁺(aq) + e⁻ → Cr²⁺(aq), E° = -0.50 V
Discussió:
1. Identifiqueu l'ànode i el càtode:
– MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻ → Mn²⁺ + 2H₂O, E° = +1.23 V (més positiu, per tant càtode)
– Cr³⁺ + e⁻ → Cr²⁺, E° = -0.50 V (més negatiu, per tant ànode)
2. Determinar les reaccions d'oxidació i reducció:
– Càtode (reducció): MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻ → Mn²⁺ + 2H₂O, E°_càtode = +1.23 V
– Ànode (oxidació): Cr²⁺ → Cr³⁺ + e⁻, E°_ànode = +0.50 V (invertir la direcció de reacció i el signe del potencial)
3. Equilibri d'electrons:
La reacció total ha d'equilibrar el nombre d'electrons:
\[
2(\text{Cr}^{3+} + e⁻ → \text{Cr}^{2+})
\]
\[
\text{MnO}_2 + 4\text{H}^+ + 2e⁻ → \text{Mn}^{2+} + 2\text{H}_2\text{O}
\]
Així doncs, la reacció cel·lular completa és:
\[
\text{MnO}_2 + 4\text{H}^+ + 2\text{Cr}^{3+} → \text{Mn}^{2+} + 2\text{Cr}^{2+} + 2\text{H}_2\text{O}
\]
4. Càlcul de la cel·la E°:
\[
E°_{cel·la} = E°_{càtode} – E°_{ànode}
\]
\[
E°_{sel} = 1.23\, \text{V} – (-0.50\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 1.23\, \text{V} + 0.50\, \text{V} = 1.73\, \text{V}
\]
Per tant, el potencial de la cel·la (E°_cel·la) és de +1.73 V.
Conclusió
Comprendre els potencials d'elèctrode estàndard és crucial en electroquímica per determinar les tendències de les reaccions redox i els potencials de les cel·les electroquímiques. Utilitzant els passos esmentats anteriorment, podem calcular fàcilment el potencial de la cel·la d'una reacció redox determinada. Els potencials d'elèctrode estàndard s'utilitzen per determinar l'ànode i el càtode en una cel·la galvànica, així com per calcular el potencial total de la cel·la, que indica l'eficiència i la direcció de la reacció redox.
