Eksempel på diskussionsspørgsmål i elektrokemi
Elektrokemi er en gren af kemien, der studerer forholdet mellem kemiske reaktioner og ændringer i elektrisk energi. Inden for elektrokemi er der to hovedbegreber: oxidation (frigivelse af elektroner) og reduktion (optagelse af elektroner). Disse processer kan observeres i to typer elektrokemiske celler: voltaiske celler (galvaniske celler) og elektrolytiske celler. Nedenfor er nogle eksempler på problemer og deres forklaringer, der kan hjælpe dig med at forstå elektrokemi.
Eksempel på spørgsmål 1: Voltaisk celle
Spørgsmål:
Givet en voltaisk celle med zink (Zn) og kobber (Cu) elektroder forbundet via en saltbro. Zn dyppes i en 1 M ZnSO4-opløsning, og Cu dyppes i en 1 M CuSO4-opløsning. Skriv de reaktioner, der finder sted ved hver elektrode, og beregn potentialforskellen (EMF) for den voltaiske celle. Standard elektrodepotentialdata:
[E^o_{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Diskussion:
Det første trin er at bestemme den redoxreaktion, der finder sted. I en voltaisk celle forekommer en spontan redoxreaktion, hvor
– Zink (Zn) oxideres:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Kobber (Cu) undergår reduktion:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Den samlede redoxreaktion i en voltaisk celle er:
[\text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
Dernæst beregner vi cellepotentialforskellen:
\[ E_{\text{celle}} = E^o_{\text{katode}} – E^o_{\text{anode}} \]
Dimana:
– Katoden er den elektrode, hvor reduktion (Cu) finder sted.
– Anoden er den elektrode, hvor oxidation (Zn) finder sted.
Så det,
[E_{\text{selv}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
[E_{\text{selv}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Konklusion:
– Reaktionen der finder sted ved anoden (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reaktionen der finder sted ved katoden (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Cellepotentialforskel (EMF): 1.10 V
—
Eksempelspørgsmål 2: Elektrolytisk celle
Spørgsmål:
Angiv de reaktioner, der forekommer ved katoden og anoden ved elektrolyse af en NaCl-opløsning, hvis der anvendes en inert elektrode, såsom platin (Pt). Beregn den samlede ladning, der kræves for at producere 1 gram Cl2. (ArCl = 35.5)
Diskussion:
Det første trin er at nedskrive de reaktioner, der forekommer ved hver elektrode i NaCl-saltopløsningen.
– Ved katoden (reduktion):
I denne proces vil H+-ioner fra vand blive reduceret:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \højrepil H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Ved anoden (oxidation):
Cl--ionen vil undergå oxidation og blive til Cl2-gas:
\[ 2Cl^-(aq) \højrepil Cl_2(g) + 2e^- \]
Total reaktion:
Så den samlede reaktion, der finder sted i elektrolysen af NaCl-opløsningen, er:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \højrepil 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
For at beregne den nødvendige ladning til at producere 1 gram Cl2, skal vi bestemme antallet af mol Cl2:
\[ \text{Masse af Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
[ArCl₂ = 2 x 35.5 = 71 gram/mol]
\[ \text{Antal mol Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Baseret på reaktionsligningen ved anoden produceres 1 mol Cl2 fra 2 mol elektroner:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Med andre ord kræver 1 mol Cl2 2 mol elektroner.
Antal mol elektroner:
\[ \text{Antal mol elektroner} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Den nødvendige ladning kan beregnes ved hjælp af Faradays værdi (F = 96485 C/mol e^-):
[Q = n gange F]
[Q = (2/71 mol) x 96485 C/mol]
\[ Q = 2718 \tekst{ C} \]
Konklusion:
– Reaktion ved katoden:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \højrepil H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reaktion ved anoden:
\[ 2Cl^-(aq) \højrepil Cl_2(g) + 2e^- \]
– Den samlede ladning, der kræves for at producere 1 gram Cl2, er 2718 C.
—
Eksempel 3: Nernst-forholdet og ikke-standardbetingelser
Spørgsmål:
Beregn potentialet af en voltaisk celle lavet af Ag/Ag+ elektroder med en sølvionkoncentration på 0.1 M og Zn/Zn2+ elektroder med en koncentration på 0.01 M. Standardelektrodepotentialet er:
[E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \text{V} \]
[E^o_{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Diskussion:
Det første trin er at nedskrive de reaktioner, der opstår:
– Oxidation ved anoden (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reduktion ved katoden (Ag):
[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Samlet reaktion:
[\text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Baseret på Nernst-ligningen:
[E_{\text{Celle}} = E^o_{\text{Celle}} – (\frac{0.0592}{n}) \log (\frac{[\text{produkt}]}{[\text{reaktant}]})]
Dimana:
\[n = 2 \]
Beregn først 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}) \]
\[ E^o_{\text{Celle}} = 1.56 \, \text{V} \]
Beregn derefter det faktiske cellepotentiale ved den givne koncentration:
[E_{Sel}} = 1.56, V – (0.0592}{2) log ([Zn^2+]}{[Ag^2)]
[E_{Sel}} = 1.56, V – (0.0592}{2) log (0.01}{(0.1)^2)]
[E_{\text{Celle}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Celle}} = 1.56 \, \text{V} \]
Konklusion:
– Reaktionerne, der finder sted ved anoden og katoden, forbliver de samme
– Cellepotentialet med en given koncentration er 1.56 V
Denne artikel viser, hvordan man løser adskillige typer problemer inden for elektrokemi, herunder problemer, der involverer voltaiske celler, elektrolytiske celler og beregninger ved hjælp af Nernst-ligningen. En grundig forståelse af principperne bag redoxreaktioner og evnen til at bruge elektrokemiske data er afgørende for succes med at løse disse typer problemer.
