Enghraifft o Gwestiynau Trafod Electrocemeg
Mae electrocemeg yn gangen o gemeg sy'n astudio'r berthynas rhwng adweithiau cemegol a newidiadau mewn ynni trydanol. Mewn electrocemeg, mae dau brif gysyniad: ocsideiddio (rhyddhau electronau) a lleihau (ennill electronau). Gellir gweld y prosesau hyn mewn dau fath o gelloedd electrocemegol: celloedd foltaidd (celloedd galfanig) a chelloedd electrolytig. Isod mae rhai problemau enghreifftiol a'u hesboniadau i'ch helpu i ddeall electrocemeg.
Cwestiwn Enghraifft 1: Cell Foltaidd
Cwestiwn:
O ystyried cell foltäig gydag electrodau sinc (Zn) a chopr (Cu) wedi'u cysylltu trwy bont halen. Mae Zn yn cael ei drochi mewn hydoddiant ZnSO4 1 M ac mae Cu yn cael ei drochi mewn hydoddiant CuSO4 1 M. Ysgrifennwch yr adweithiau sy'n digwydd ym mhob electrod a chyfrifwch y gwahaniaeth potensial (EMF) o'r gell foltäig. Data potensial electrod safonol:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{ \text{Cu}^{2+}/ \text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Trafodaeth:
Y cam cyntaf yw pennu'r adwaith redoks sy'n digwydd. Mewn cell foltäig, mae adwaith redoks digymell yn digwydd lle
– Mae sinc (Zn) yn cael ei ocsideiddio:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Mae copr (Cu) yn cael ei leihau:
\[ \text{Cu}^{2+} (d) + 2e^- \rightarrow \text{Cu(s)} \]
Yr adwaith redoks cyfan mewn cell foltäig yw:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Nesaf, byddwn yn cyfrifo'r gwahaniaeth potensial celloedd:
\[ E_{\text{cell}} = E^o_{\text{catod}} – E^o_{\text{anode}} \]
Ble:
– Y catod yw'r electrod lle mae gostyngiad (Cu) yn digwydd.
– Yr anod yw'r electrod lle mae ocsideiddio (Zn) yn digwydd.
Felly hynny,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Cesimpulan:
– Yr adwaith sy'n digwydd wrth yr anod (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Yr adwaith sy'n digwydd wrth y catod (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (d) + 2e^- \rightarrow \text{Cu(s)} \]
– Gwahaniaeth potensial celloedd (EMF): 1.10 V
-
Cwestiwn Enghraifft 2: Cell Electrolytig
Cwestiwn:
Wrth electrolysis hydoddiant NaCl, nodwch yr adweithiau sy'n digwydd wrth y catod a'r anod os defnyddir electrod anadweithiol, fel platinwm (Pt). Cyfrifwch y cyfanswm gwefr sydd ei angen i gynhyrchu 1 gram o Cl2. (ArCl = 35.5)
Trafodaeth:
Y cam cyntaf yw ysgrifennu'r adweithiau sy'n digwydd ym mhob electrod yn yr hydoddiant halen NaCl.
– Wrth y catod (gostyngiad):
Yn y broses hon, bydd ïonau H+ o ddŵr yn cael eu lleihau:
\[ 2H_2O(h) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(d) \]
– Wrth yr anod (ocsidiad):
Bydd yr ïon Cl- yn cael ei ocsideiddio i ddod yn nwy Cl2:
\[ 2Cl^-(d) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Cyfanswm yr Adwaith:
Felly'r adwaith cyfan sy'n digwydd yn electrolysis hydoddiant NaCl yw:
\[ 2NaCl(d) + 2H_2O(h) \rightarrow 2NaOH(d) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
I gyfrifo'r gwefr sydd ei hangen i gynhyrchu 1 gram o Cl2, mae angen i ni bennu nifer y molau o Cl2:
\[ \text{Màs Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gram/mol} \]
\[ \text{Nifer molau o Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Yn seiliedig ar hafaliad yr adwaith wrth yr anod, cynhyrchir 1 mol o Cl2 o 2 mol o electronau:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Hynny yw, mae angen 2 fol o electronau ar 1 mol o Cl2.
Nifer molau o electronau:
\[ \text{Nifer molau o electronau} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Gellir cyfrifo'r gwefr ofynnol gan ddefnyddio gwerth Faraday (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \times F \]
[Q = (frac{2}{71} mol) x 96485 C/mol]
\[ Q = 2718 \testun{ C} \]
Cesimpulan:
– Adwaith wrth y catod:
\[ 2H_2O(h) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(d) \]
– Adwaith wrth yr anod:
\[ 2Cl^-(d) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Cyfanswm y gwefr sydd ei hangen i gynhyrchu 1 gram o Cl2 yw 2718 C.
-
Enghraifft 3: Perthynas Nernst ac Amodau Ansafonol
Cwestiwn:
Cyfrifwch botensial cell foltäig wedi'i gwneud o electrodau Ag/Ag+ gyda chrynodiad ïon arian o 0.1 M ac electrodau Zn/Zn2+ gyda chrynodiad o 0.01 M. Y potensial electrod safonol yw:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Trafodaeth:
Y cam cyntaf yw ysgrifennu'r adweithiau sy'n digwydd:
– Ocsidiad wrth yr anod (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Gostyngiad wrth y catod (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Cyfanswm yr adwaith:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Yn seiliedig ar hafaliad Nernst:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{cynnyrch}]}{[\text{adweithydd}]} \right) \]
Ble:
\[ n = 2 \]
Yn gyntaf, cyfrifwch E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Nesaf, cyfrifwch botensial gwirioneddol y gell ar y crynodiad penodol:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
[E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
[E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Cesimpulan:
– Mae'r adweithiau sy'n digwydd wrth yr anod a'r catod yn aros yr un fath
– Potensial y gell gyda chrynodiad penodol yw 1.56 V
Mae'r erthygl hon yn dangos sut i ddatrys sawl math o broblemau mewn electrocemeg, gan gynnwys problemau sy'n ymwneud â chelloedd foltäig, celloedd electrolytig, a chyfrifiadau gan ddefnyddio Hafaliad Nernst. Mae dealltwriaeth drylwyr o'r egwyddorion y tu ôl i adweithiau redoks a'r gallu i ddefnyddio data electrocemegol yn hanfodol ar gyfer llwyddiant wrth ddatrys y mathau hyn o broblemau.
