Příklad diskusních otázek k elektrochemii
Elektrochemie je obor chemie, který studuje vztah mezi chemickými reakcemi a změnami elektrické energie. V elektrochemii existují dva hlavní pojmy: oxidace (uvolňování elektronů) a redukce (získávání elektronů). Tyto procesy lze pozorovat ve dvou typech elektrochemických článků: galvanických článcích a elektrolytických článcích. Níže uvádíme několik příkladů úloh a jejich vysvětlení, které vám pomohou porozumět elektrochemii.
Příklad otázky 1: Voltaický článek
Otázka:
Je dána galvanická elektroda se zinkovými (Zn) a měděnými (Cu) elektrodami spojenými solným můstkem. Zn je ponořeno do 1 M roztoku ZnSO4 a Cu je ponořena do 1 M roztoku CuSO4. Zapište reakce, které probíhají na každé elektrodě, a vypočítejte rozdíl potenciálů (EMF) galvanické elektrody. Standardní data o potenciálu elektrod:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Diskuse:
Prvním krokem je určení probíhající redoxní reakce. V galvanickém článku dochází ke spontánní redoxní reakci tam, kde
– Zinek (Zn) podléhá oxidaci:
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Měď (Cu) podléhá redukci:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Celková redoxní reakce v galvanickém článku je:
\[ \text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
Dále vypočítáme rozdíl potenciálů buňky:
\[ E_{\text{cell}} = E^o_{\text{katoda}} – E^o_{\text{anoda}} \]
Dimana:
– Katoda je elektroda, kde dochází k redukci (Cu).
– Anoda je elektroda, kde dochází k oxidaci (Zn).
Aby,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \text{V} – (-0.76 \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Závěr:
– Reakce, která probíhá na anodě (Zn):
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reakce, která probíhá na katodě (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Rozdíl potenciálů článku (EMF): 1.10 V
-
Příklad otázky 2: Elektrolytický článek
Otázka:
Při elektrolýze roztoku NaCl uveďte reakce, které probíhají na katodě a anodě, pokud se použije inertní elektroda, například platina (Pt). Vypočítejte celkový náboj potřebný k výrobě 1 gramu Cl2. (Ar Cl = 35.5)
Diskuse:
Prvním krokem je zapsat reakce, které probíhají na každé elektrodě v roztoku soli NaCl.
– Na katodě (redukce):
V tomto procesu se ionty H+ z vody redukují:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \šipka doprava H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Na anodě (oxidace):
Ionty Cl- podléhají oxidaci za vzniku plynného Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Celková reakce:
Celková reakce, která probíhá při elektrolýze roztoku NaCl, je tedy:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \pravá šipka 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Pro výpočet náboje potřebného k výrobě 1 gramu Cl2 musíme určit počet molů Cl2:
\[ \text{Hmotnost Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \krát 35.5 = 71 \text{ gram/mol} \]
\[ \text{Počet molů Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Na základě reakční rovnice na anodě se z 2 molů elektronů vytvoří 1 mol Cl2:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Jinými slovy, 1 mol Cl2 vyžaduje 2 moly elektronů.
Počet molů elektronů:
\[ \text{Počet molů elektronů} = 2 \krát \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Požadovaný náboj lze vypočítat pomocí Faradayovy hodnoty (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \krát F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{ mol}\right) \krát 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Závěr:
– Reakce na katodě:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \šipka doprava H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reakce na anodě:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Celkový náboj potřebný k výrobě 1 gramu Cl2 je 2718 C.
-
Příklad 3: Nernstův vztah a nestandardní podmínky
Otázka:
Vypočítejte potenciál galvanického článku vyrobeného z Ag/Ag+ elektrod s koncentrací iontů stříbra 0.1 M a Zn/Zn2+ elektrod s koncentrací 0.01 M. Standardní elektrodový potenciál je:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Diskuse:
Prvním krokem je zapsat reakce, které probíhají:
– Oxidace na anodě (Zn):
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Redukce na katodě (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag(s)} \]
Celková reakce:
\[ \text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Na základě Nernstovy rovnice:
\[ E_{\text{buňka}} = E^o_{\text{buňka}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produkt}]}{[\text{reaktant}]} \right) \]
Dimana:
\[n = 2 \]
Nejprve vypočítejte E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \text{V} – (-0.76 \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Dále vypočítejte skutečný buněčný potenciál při dané koncentraci:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Závěr:
– Reakce probíhající na anodě a katodě zůstávají stejné
– Potenciál buňky s danou koncentrací je 1.56 V
Tento článek ukazuje, jak řešit několik typů problémů v elektrochemii, včetně problémů týkajících se fotovoltaických článků, elektrolytických článků a výpočtů pomocí Nernstovy rovnice. Důkladné pochopení principů redoxních reakcí a schopnost používat elektrochemická data jsou nezbytné pro úspěšné řešení těchto typů problémů.
