Preguntes d'exemple Discussió de piles electroquímiques: comprensió dels conceptes bàsics de l'electroquímica mitjançant preguntes d'exemple
L'electroquímica és una branca de la química que estudia la relació entre les reaccions químiques i el corrent elèctric. En electroquímica, sovint parlem de dos tipus principals de cèl·lules: les cèl·lules galvàniques (o voltaiques) i les cèl·lules electrolítiques. Ambdós tipus de cèl·lules utilitzen reaccions redox per generar o utilitzar electricitat.
En aquest article, parlarem d'alguns exemples de piles electroquímiques que ens ajudaran a aprofundir en la comprensió d'aquest concepte.
1. Pregunta: Pila galvànica
Per exemple, prenguem una cel·la galvànica que consisteix en un elèctrode de zinc (Zn) submergit en una solució de ZnSO₄ i un elèctrode de coure (Cu) submergit en una solució de CuSO₄. Escriviu les reaccions que es produeixen a cada elèctrode, així com la reacció global en aquesta cel·la galvànica.
Discussió:
1. Reacció a l'elèctrode de zinc (ànode, oxidació):
Reacció: (Zn(s) → Zn^{2+}(aq) + 2e^-)
Aquí, el zinc s'oxida a ió de zinc (Zn²⁺) i allibera dos electrons.
2. Reacció a l'elèctrode de coure (càtode, reducció):
Reacció: \( Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) \)
Aquí, els ions de coure (Cu²⁺) accepten dos electrons i es redueixen a coure sòlid (Cu).
3. Reacció global a la cel·la galvànica:
Combineu aquestes dues semireaccions per obtenir la reacció global:
\( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)
En general, es pot concloure que en les piles galvàniques, l'espontaneïtat de les reaccions redox s'utilitza per produir corrent elèctric.
2. Pregunta: Potencial cel·lular
Donat el potencial de reducció estàndard per a Zn²⁺/Zn = -0,76 V i Cu²⁺/Cu = +0,34 V, calculeu el potencial de la cel·la galvànica comentada anteriorment.
Discussió:
El potencial de la cel·la (E°_cel·la) es pot calcular mitjançant l'equació:
\[
E°_{cel·la} = E°_{càtode} – E°_{ànode}
\]
On:
– El càtode és l'elèctrode on es produeix la reducció (Cu²⁺/Cu amb E° = +0.34 V)
– L'ànode és l'elèctrode on es produeix l'oxidació (Zn²⁺/Zn amb E° = -0.76 V)
\[
E°_{sel} = 0.34\, V – (-0.76\, V) = 0.34\, V + 0.76\, V = 1.10\, V
\]
Per tant, el potencial de la cel·la galvànica és d'1,10 V.
3. Pregunta: Cel·la electrolítica
En una cel·la electrolítica, es prepara una solució de clorur de sodi (NaCl) dins de la cel·la electrolítica amb elèctrodes inerts. Escriviu les reaccions que es produeixen a cada elèctrode.
Discussió:
En una cel·la electrolítica, l'electricitat s'utilitza per impulsar una reacció no espontània. En una cel·la electrolítica amb solució de NaCl, tenim:
1. Reacció al càtode (reducció):
\[
2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
En la majoria de solucions diluïdes de NaCl, l'aigua es reduirà abans que el sodi perquè el potencial de reducció de l'aigua és més positiu (-0.83 V) que el del sodi (-2.71 V).
2. Reacció a l'ànode (oxidació):
\[
2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-
\]
A l'ànode, els ions clorur s'oxiden a gas clor.
3. Reacció general:
Combineu les reaccions al càtode i a l'ànode per obtenir la reacció global:
\[
2H_2O(l) + 2Cl^-(aq) \rightarrow H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
En aquesta electròlisi d'aigua salada, es produeix gas hidrogen i gas clor juntament amb la solució base (NaOH) a causa de la interacció dels ions de la solució.
4. Pregunta: Lleis de Faraday sobre l'electròlisi
Quants grams de coure precipiten d'una solució de CuSO₄ si es fan passar 2 faradies de corrent a través de la solució?
Discussió:
La llei de Faraday estableix que la quantitat de substància dipositada sobre un elèctrode durant l'electròlisi és proporcional a la quantitat de corrent elèctric que hi passa. La massa de la substància (m) es pot calcular mitjançant l'equació:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
On:
– \(m\) és la massa de la substància dipositada
– \(M\) és la massa molar de la substància (per al Cu, M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) és la quantitat de càrrega elèctrica (en coulombs, calculada com \(Q = n \cdot F\), on n és el nombre de faradays)
– \(n\) és el nombre de mols d'electrons implicats en la reacció (per a Cu²⁺/Cu, n = 2)
– \(F\) és la constant de Faraday (96500 C/mol)
Amb corrent de 2 faradays:
\[
m = \frac{63.5\, g/mol \cdot² \cdot 96500\cdot C}{2 \cdot 96500\cdot C/mol}
\]
Simplifica l'equació:
\[
m = 63.5 g
\]
El resultat va ser que es van dipositar 63.5 grams de coure mitjançant aquesta electròlisi.
Conclusió
Comprendre les piles electroquímiques requereix coneixements de reaccions redox, càlculs de potencial cel·lular i estequiometria electroquímica. Comprendre exemples de problemes com l'anterior és útil per aclarir els conceptes bàsics i la seva aplicació en diversos tipus de piles electroquímiques. Finalment, continueu practicant amb diversos problemes per aprofundir en aquesta comprensió, especialment per a aplicacions tant teòriques com pràctiques en diversos camps de la ciència i la indústria.
