Cwestiynau Enghreifftiol Trafodaeth am Gelloedd Electrogemegol: Deall Hanfodion Electrocemeg Trwy Gwestiynau Enghreifftiol
Mae electrocemeg yn gangen o gemeg sy'n astudio'r berthynas rhwng adweithiau cemegol a cherrynt trydanol. Mewn electrocemeg, rydym yn aml yn trafod dau brif fath o gelloedd: celloedd galfanig (neu foltaidd) a chelloedd electrolytig. Mae'r ddau fath o gelloedd yn defnyddio adweithiau redoks i gynhyrchu neu ddefnyddio trydan.
Yn yr erthygl hon, byddwn yn trafod rhai enghreifftiau o gelloedd electrogemegol a fydd yn helpu i ddyfnhau ein dealltwriaeth o'r cysyniad hwn.
1. Cwestiwn: Cell Galfanig
Er enghraifft, gadewch i ni gymryd cell galfanig sy'n cynnwys electrod sinc (Zn) wedi'i drochi mewn toddiant ZnSO₄ ac electrod copr (Cu) wedi'i drochi mewn toddiant CuSO₄. Ysgrifennwch yr adweithiau sy'n digwydd ym mhob electrod, yn ogystal â'r adwaith cyffredinol yn y gell galfanig hon.
Trafodaeth:
1. Adwaith wrth yr electrod sinc (anod, ocsidiad):
Adwaith: \( Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- \)
Yma, mae sinc yn cael ei ocsideiddio i ïon sinc (Zn²⁺) ac yn rhyddhau dau electron.
2. Adwaith wrth yr electrod copr (catod, lleihad):
Ymateb: \( Cu^{2+}(d) + 2e^- \rightarrow Cu(s) \)
Yma, mae ïonau copr (Cu²⁺) yn derbyn dau electron ac yn cael eu lleihau i gopr solet (Cu).
3. Adwaith cyffredinol yn y gell galfanig:
Cyfunwch y ddau hanner adwaith hyn i gael yr adwaith cyffredinol:
\( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)
Yn gyffredinol, gellir dod i'r casgliad, mewn celloedd galfanig, bod digymelldeb adweithiau redoks yn cael ei ddefnyddio i gynhyrchu cerrynt trydanol.
2. Cwestiwn: Potensial Celloedd
O ystyried y potensial lleihau safonol ar gyfer Zn²⁺/Zn = -0,76 V a Cu²⁺/Cu = +0,34 V. Cyfrifwch botensial cell y gell galfanig a drafodwyd yn flaenorol.
Trafodaeth:
Gellir cyfrifo potensial y gell (E°_cell) gan ddefnyddio'r hafaliad:
\[
E°_{cell} = E°_{catod} – E°_{anod}
\]
Ble:
– Y catod yw'r electrod lle mae gostyngiad yn digwydd (Cu²⁺/Cu gydag E° = +0.34 V)
– Yr anod yw'r electrod lle mae ocsideiddio'n digwydd (Zn²⁺/Zn gydag E° = -0.76 V)
\[
E°_{sel} = 0.34\, V – (-0.76\, V) = 0.34\, V + 0.76\, V = 1.10\, V
\]
Felly, potensial cell y gell galfanig yw 1,10 V.
3. Cwestiwn: Cell Electrolytig
Mewn cell electrolytig, paratoir hydoddiant sodiwm clorid (NaCl) y tu mewn i'r gell electrolytig gydag electrodau anadweithiol. Ysgrifennwch yr adweithiau sy'n digwydd ym mhob electrod.
Trafodaeth:
Mewn cell electrolytig, defnyddir trydan i yrru adwaith an-ddigymell. Mewn cell electrolytig gyda hydoddiant NaCl, mae gennym:
1. Adwaith wrth y catod (gostyngiad):
\[
2H_2O(h) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(d)
\]
Yn y rhan fwyaf o doddiannau NaCl gwanedig, bydd dŵr yn cael ei leihau cyn sodiwm oherwydd bod potensial lleihau dŵr yn fwy positif (-0.83 V) na sodiwm (-2.71 V).
2. Adwaith wrth yr anod (ocsidiad):
\[
2Cl^-(d) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-
\]
Wrth yr anod, mae ïonau clorid yn cael eu ocsideiddio i nwy clorin.
3. Ymateb cyffredinol:
Cyfunwch yr adweithiau wrth y catod a'r anod ar gyfer yr adwaith cyffredinol:
\[
2H_2O(h) + 2Cl^-(d) \rightarrow H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-(d)
\]
Yn yr electrolysis dŵr halen hwn, cynhyrchir nwy hydrogen a nwy clorin ynghyd â'r toddiant sylfaen (NaOH) oherwydd rhyngweithio'r ïonau yn yr toddiant.
4. Cwestiwn: Deddfau Electrolysis Faraday
Faint o gramau o gopr sy'n cael eu gwaddodi o doddiant CuSO₄ os yw 2 faraday o gerrynt yn cael ei basio trwy'r toddiant?
Trafodaeth:
Mae cyfraith Faraday yn nodi bod faint o sylwedd sy'n cael ei ddyddodi ar electrod yn ystod electrolysis yn gymesur â faint o gerrynt trydan sy'n pasio drwyddo. Gellir cyfrifo màs y sylwedd (m) gan ddefnyddio'r hafaliad:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
Ble:
– \(m\) yw màs y sylwedd a adneuwyd
– \(M\) yw màs molar y sylwedd (ar gyfer Cu, M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) yw faint o wefr drydanol (mewn coulombs, wedi'i gyfrifo fel \(Q = n \cdot F\), lle mae n yn nifer y faradays)
– \(n\) yw nifer y molau o electronau sy'n rhan o'r adwaith (ar gyfer Cu²⁺/Cu, n = 2)
– \(F\) yw cysonyn Faraday (96500 C/mol)
Gyda 2 gerrynt faraday:
\[
m = \frac{63.5\, g/mol 2 \cdot 96500\, C}{2 \cdot 96500\, C/mol}
\]
Symleiddiwch yr hafaliad:
\[
m = 63.5\, g
\]
Y canlyniad oedd bod 63.5 gram o gopr wedi'i ddyddodi trwy'r electrolysis hwn.
Casgliad
Mae deall celloedd electrocemegol yn gofyn am wybodaeth am adweithiau redoks, cyfrifiadau potensial celloedd, a stoichiometreg electrocemegol. Mae deall problemau enghreifftiol fel yr un uchod yn ddefnyddiol wrth egluro'r cysyniadau sylfaenol a'u cymhwysiad mewn gwahanol fathau o gelloedd electrocemegol. Yn olaf, parhewch i ymarfer gydag amrywiol broblemau i ddyfnhau'r ddealltwriaeth hon, yn enwedig ar gyfer cymwysiadau damcaniaethol ac ymarferol mewn gwahanol feysydd gwyddoniaeth a diwydiant.
