Elektrokeemia aruteluküsimuste näide
Elektrokeemia on keemia haru, mis uurib keemiliste reaktsioonide ja elektrienergia muutuste vahelist seost. Elektrokeemias on kaks peamist mõistet: oksüdatsioon (elektronide vabanemine) ja redutseerimine (elektronide juurdetulek). Neid protsesse saab jälgida kahte tüüpi elektrokeemilistes elementides: volta-elementides (galvaanilistes elementides) ja elektrolüütilistes elementides. Allpool on toodud mõned näidisülesanded ja nende selgitused, mis aitavad teil elektrokeemiat mõista.
Näidisküsimus 1: Volta-element
Küsimus:
Antud on volta-element, mille tsink- (Zn) ja vask- (Cu) elektroodid on ühendatud soolasillaga. Zn kastetakse 1 M ZnSO4 lahusesse ja Cu kastetakse 1 M CuSO4 lahusesse. Kirjutage üles igal elektroodil toimuvad reaktsioonid ja arvutage volta-elemendi potentsiaalide vahe (EMJ). Elektroodide potentsiaalide standardandmed:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Arutelu:
Esimene samm on määrata kindlaks toimuv redoksreaktsioon. Voltaelemendis toimub spontaanne redoksreaktsioon, kus
– Tsink (Zn) oksüdeerub:
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Vask (Cu) redutseerub:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \paremnool \text{Cu (s)} \]
Voltaaelemendi redoksreaktsiooni koguhulk on:
\[ \text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
Järgmisena arvutame raku potentsiaalide erinevuse:
\[ E_{\text{cell}} = E^o_{\text{katood}} – E^o_{\text{anood}} \]
Kus:
– Katood on elektrood, millel toimub redutseerimine (Cu).
– Anood on elektrood, kus toimub oksüdeerumine (Zn).
Nii et
\[ E_{\sel} = 0.34 \, \v} – (-0.76 \, \v}) \]
\[ E_{\sel} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Järeldus:
– Anoodil (Zn) toimuv reaktsioon:
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Katoodil (Cu) toimuv reaktsioon:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \paremnool \text{Cu (s)} \]
– Elementide potentsiaalide vahe (EMF): 1.10 V
-
Näidisküsimus 2: Elektrolüüsrakk
Küsimus:
NaCl lahuse elektrolüüsil kirjelda katoodil ja anoodil toimuvaid reaktsioone, kui kasutatakse inertset elektroodi, näiteks plaatinat (Pt). Arvuta 1 grammi Cl2 saamiseks vajalik kogulaeng. (ArCl = 35.5)
Arutelu:
Esimene samm on kirja panna reaktsioonid, mis toimuvad igal elektroodil NaCl soolalahuses.
– Katoodil (redutseerimine):
Selle protsessi käigus redutseeritakse veest pärit H+ ioone:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \paremnool H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Anoodil (oksüdatsioon):
Cl-ioon oksüdeerub, moodustades Cl2 gaasi:
\[ 2Cl^-(aq) \paremnool Cl_2(g) + 2e^- \]
Kogureaktsioon:
Seega on NaCl lahuse elektrolüüsil toimuv reaktsioon tervikuna järgmine:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \paremnool 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
1 grammi Cl2 saamiseks vajaliku laengu arvutamiseks peame määrama Cl2 moolide arvu:
\[ \text{Cl mass}_2 = 1 \text{ gramm} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gramm/mol} \]
\[ \text{Cl moolide arv}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Anoodi reaktsioonivõrrandi põhjal tekib 2 mooli elektronidest 1 mooli Cl2:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Teisisõnu, 1 mool Cl2 vajab 2 mooli elektrone.
Elektronide moolide arv:
\[ \text{Elektronide moolide arv} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Vajaliku laengu saab arvutada Faraday väärtuse abil (F = 96485 C/mol e^-):
\[Q = n korda F \]
\[Q = \left(\frac{2}{71} \text{mol}\right) × 96485 \text{C/mol} \]
\[ Q = 2718 \tekst{ C} \]
Järeldus:
– Reaktsioon katoodil:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \paremnool H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reaktsioon anoodil:
\[ 2Cl^-(aq) \paremnool Cl_2(g) + 2e^- \]
– 1 grammi Cl2 tootmiseks vajalik kogulaeng on 2718 °C.
-
Näide 3: Nernsti seos ja mittestandardsed tingimused
Küsimus:
Arvutage 0.1 M hõbedaioonide kontsentratsiooniga Ag/Ag+ elektroodidest ja 0.01 M kontsentratsiooniga Zn/Zn2+ elektroodidest valmistatud galvaanilise elemendi potentsiaal. Standardne elektroodipotentsiaal on:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \text{V} \]
Arutelu:
Esimene samm on kirja panna kõik reaktsioonid, mis toimuvad:
– Oksüdeerumine anoodil (Zn):
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Redutseerimine katoodil (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Kogureaktsioon:
\[ \text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Nernsti võrrandi põhjal:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produkt}]}{[\text{reagent}]} \right) \]
Kus:
\[n = 2 \]
Esmalt arvutage E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Seejärel arvutage tegelik rakupotentsiaal antud kontsentratsiooni juures:
[E_{\text{Sel}} = 1.56, \text{V} – (\frac{0.0592}{2}) / log([\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2})]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Järeldus:
– Anoodil ja katoodil toimuvad reaktsioonid jäävad samaks
– Antud kontsentratsiooni juures on raku potentsiaal 1.56 V
See artikkel näitab, kuidas lahendada mitut tüüpi elektrokeemia probleeme, sealhulgas probleeme, mis hõlmavad volta-elemente, elektrolüütilisi rakke ja arvutusi Nernsti võrrandi abil. Redoksreaktsioonide põhimõtete põhjalik mõistmine ja elektrokeemiliste andmete kasutamise oskus on selliste probleemide edukaks lahendamiseks hädavajalik.
