Eksempelspørgsmål Diskussion af elektrokemiske celler: Forståelse af det grundlæggende i elektrokemi gennem eksempelspørgsmål
Elektrokemi er en gren af kemien, der studerer forholdet mellem kemiske reaktioner og elektrisk strøm. Inden for elektrokemi diskuterer vi ofte to hovedtyper af celler: galvaniske (eller voltaiske) celler og elektrolytiske celler. Begge typer celler bruger redoxreaktioner til at generere eller bruge elektricitet.
I denne artikel vil vi diskutere nogle eksempler på elektrokemiske celler, der vil hjælpe med at uddybe vores forståelse af dette koncept.
1. Spørgsmål: Galvanisk celle
Lad os for eksempel tage en galvanisk celle bestående af en zinkelektrode (Zn) dyppet i en ZnSO₄-opløsning og en kobberelektrode (Cu) dyppet i en CuSO₄-opløsning. Skriv de reaktioner, der forekommer ved hver elektrode, samt den samlede reaktion i denne galvaniske celle.
Diskussion:
1. Reaktion ved zinkelektroden (anode, oxidation):
Reaktion: \( Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- \)
Her oxideres zink til zinkioner (Zn²⁺) og frigiver to elektroner.
2. Reaktion ved kobberelektroden (katode, reduktion):
Reaktion: \( Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) \)
Her optager kobberioner (Cu²⁺) to elektroner og reduceres til fast kobber (Cu).
3. Samlet reaktion i den galvaniske celle:
Kombiner disse to halvreaktioner for at få den samlede reaktion:
(Zn(s) + Cu²⁻¹(aq)) = Zn²⁻¹(aq) + Cu²⁻¹
Generelt kan det konkluderes, at i galvaniske celler udnyttes redoxreaktionernes spontanitet til at producere elektrisk strøm.
2. Spørgsmål: Cellepotentiale
Givet standardreduktionspotentialet for Zn²⁺/Zn = -0,76 V og Cu²⁺/Cu = +0,34 V. Beregn cellepotentialet for den tidligere omtalte galvaniske celle.
Diskussion:
Cellepotentialet (E°_celle) kan beregnes ved hjælp af ligningen:
\[
E°_{celle} = E°_{katode} – E°_{anode}
\]
Dimana:
– Katoden er den elektrode, hvor reduktionen sker (Cu²⁺/Cu med E° = +0.34 V)
– Anoden er den elektrode, hvor oxidation finder sted (Zn²⁺/Zn med E° = -0.76 V)
\[
E°_{sel} = 0.34\, V – (-0.76\, V) = 0.34\, V + 0.76\, V = 1.10\, V
\]
Således er cellepotentialet for den galvaniske celle 1,10 V.
3. Spørgsmål: Elektrolytisk celle
I en elektrolysecelle fremstilles en natriumkloridopløsning (NaCl) inde i elektrolysecellen med inerte elektroder. Skriv de reaktioner, der forekommer ved hver elektrode.
Diskussion:
I en elektrolytisk celle bruges elektricitet til at drive en ikke-spontan reaktion. I en elektrolytisk celle med NaCl-opløsning har vi:
1. Reaktion ved katoden (reduktion):
\[
2H_2O(l) + 2e^- \højrepil H_2(g) + 2OH^-(vandig)
\]
I de fleste fortyndede NaCl-opløsninger vil vand blive reduceret før natrium, fordi vands reduktionspotentiale er mere positivt (-0.83 V) end natriums (-2.71 V).
2. Reaktion ved anoden (oxidation):
\[
2Cl^-(aq) \højrepil Cl_2(g) + 2e^-
\]
Ved anoden oxideres kloridioner til klorgas.
3. Samlet reaktion:
Kombiner reaktionerne ved katoden og anoden for den samlede reaktion:
\[
2H_2O(l) + 2Cl^-(aq) \højrepil H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
I denne saltvandselektrolyse produceres hydrogengas og klorgas sammen med baseopløsningen (NaOH) på grund af ionernes interaktion i opløsningen.
4. Spørgsmål: Faradays love for elektrolyse
Hvor mange gram kobber udfældes fra en CuSO₄-opløsning, hvis 2 faradays strøm ledes gennem opløsningen?
Diskussion:
Faradays lov siger, at mængden af stof, der afsættes på en elektrode under elektrolyse, er proportional med mængden af elektrisk strøm, der passerer gennem den. Stoffets masse (m) kan beregnes ved hjælp af ligningen:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
Dimana:
– \(m\) er massen af det aflejrede stof
– \(M\) er stoffets molære masse (for Cu, M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) er mængden af elektrisk ladning (i coulomb, beregnet som \(Q = n \cdot F\), hvor n er antallet af faradays)
– \(n\) er antallet af mol elektroner involveret i reaktionen (for Cu²⁺/Cu, n = 2)
– \(F\) er Faradays konstant (96500 C/mol)
Med 2 faradaystrømme:
\[
m = ∫63.5 g/mol ∫2 96500, C/2 96500, C/mol
\]
Forenkl ligningen:
\[
m = 63.5 g
\]
Resultatet var, at 63.5 gram kobber blev aflejret gennem denne elektrolyse.
Konklusion
Forståelse af elektrokemiske celler kræver kendskab til redoxreaktioner, cellepotentialberegninger og elektrokemisk støkiometri. Forståelse af eksempelproblemer som det ovenstående er nyttigt til at afklare de grundlæggende koncepter og deres anvendelse i forskellige typer elektrokemiske celler. Fortsæt endelig med at øve dig med forskellige problemer for at uddybe denne forståelse, især til både teoretiske og praktiske anvendelser inden for forskellige områder inden for videnskab og industri.
