نمونه سوالات بحث الکتروشیمی
الکتروشیمی شاخه‌ای از شیمی است که رابطه بین واکنش‌های شیمیایی و تغییرات انرژی الکتریکی را مطالعه می‌کند. در الکتروشیمی، دو مفهوم اصلی وجود دارد: اکسیداسیون (آزادسازی الکترون‌ها) و کاهش (افزایش الکترون‌ها). این فرآیندها را می‌توان در دو نوع سلول الکتروشیمیایی مشاهده کرد: سلول‌های ولتایی (سلول‌های گالوانیکی) و سلول‌های الکترولیتی. در زیر چند مثال از مسائل و توضیحات آنها برای کمک به شما در درک الکتروشیمی آورده شده است.
مثال سوال ۱: سلول ولتایی
سوال:
یک پیل ولتایی با الکترودهای روی (Zn) و مس (Cu) که از طریق یک پل نمکی به هم متصل شده‌اند، در نظر بگیرید. روی (Zn) در محلول 1 مولار ZnSO4 و مس (Cu) در محلول 1 مولار CuSO4 غوطه‌ور شده‌اند. واکنش‌هایی را که در هر الکترود رخ می‌دهد بنویسید و اختلاف پتانسیل (EMF) پیل ولتایی را محاسبه کنید. داده‌های پتانسیل الکترود استاندارد:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
بحث:
اولین قدم، تعیین واکنش اکسایش-کاهشی است که رخ می‌دهد. در یک سلول ولتایی، یک واکنش اکسایش-کاهش خودبه‌خودی در جایی رخ می‌دهد که
– روی (Zn) تحت اکسیداسیون قرار می‌گیرد:
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– مس (Cu) دچار کاهش می‌شود:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
کل واکنش اکسایش-کاهش در یک سلول ولتایی عبارت است از:
\[ \text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
در مرحله بعد، اختلاف پتانسیل سلول را محاسبه می‌کنیم:
\[ E_{\text{سلول}} = E^o_{\text{کاتد}} – E^o_{\text{آند}} \]
کجا:
کاتد الکترودی است که در آن کاهش (Cu) رخ می‌دهد.
آند الکترودی است که در آن اکسیداسیون (Zn) رخ می‌دهد.
به طوری که،
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
نتیجه:
– واکنشی که در آند (Zn) رخ می‌دهد:
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
واکنشی که در کاتد (مس) رخ می‌دهد:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– اختلاف پتانسیل سلول (EMF): ۱.۱۰ ولت
-
مثال سوال ۲: سلول الکترولیتی
سوال:
در الکترولیز محلول NaCl، واکنش‌هایی را که در کاتد و آند رخ می‌دهد، در صورت استفاده از الکترود بی‌اثر، مانند پلاتین (Pt)، بیان کنید. کل بار مورد نیاز برای تولید 1 گرم Cl2 را محاسبه کنید. (ArCl = 35.5)
بحث:
اولین قدم، نوشتن واکنش‌هایی است که در هر الکترود در محلول نمک NaCl رخ می‌دهد.
– در کاتد (کاهش):
در این فرآیند، یون‌های H+ از آب کاهش می‌یابند:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \پیکان راست H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– در آند (اکسیداسیون):
یون Cl- تحت اکسیداسیون قرار گرفته و به گاز Cl2 تبدیل می‌شود:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
واکنش کل:
بنابراین کل واکنشی که در الکترولیز محلول NaCl رخ می‌دهد عبارت است از:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \arrow سمت راست 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
برای محاسبه بار مورد نیاز برای تولید 1 گرم Cl2، باید تعداد مول‌های Cl2 را تعیین کنیم:
\[ \text{جرم Cl}_2 = 1 \text{گرم} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ گرم بر مول } \]
\[ \text{تعداد مول‌های Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{mol} \]
بر اساس معادله واکنش در آند، ۱ مول Cl2 از ۲ مول الکترون تولید می‌شود:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
به عبارت دیگر، ۱ مول Cl2 به ۲ مول الکترون نیاز دارد.
تعداد مول‌های الکترون:
\[ \text{تعداد مول الکترون‌ها} = ۲ \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{mol} \]
بار مورد نیاز را می‌توان با استفاده از مقدار فارادی (F = 96485 C/mol e^-) محاسبه کرد:
\[ Q = n \ضرب F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{mol}\right) \times 96485 \text{C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
نتیجه:
واکنش در کاتد:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \پیکان راست H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– واکنش در آند:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
- کل بار مورد نیاز برای تولید 1 گرم Cl2 برابر با 2718 درجه سانتیگراد است.
-
مثال ۳: رابطه نرنست و شرایط غیر استاندارد
سوال:
پتانسیل یک سلول ولتایی ساخته شده از الکترودهای Ag/Ag+ با غلظت یون نقره 0.1 مولار و الکترودهای Zn/Zn2+ با غلظت 0.01 مولار را محاسبه کنید. پتانسیل استاندارد الکترود برابر است با:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
بحث:
اولین قدم این است که واکنش‌هایی که رخ می‌دهند را بنویسید:
– اکسیداسیون در آند (Zn):
\[ \text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– کاهش در کاتد (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag(s)} \]
واکنش کل:
\[ \text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
بر اساس معادله نرنست:
\[ E_{\text{سلول}} = E^o_{\text{سلول}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{محصول}]}{[\text{واکنش‌دهنده}]} \right) \]
کجا:
\[ n = 2 \]
ابتدا، E^o_{\text{Sel}} را محاسبه کنید:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{سلول}} = 1.56 \, \text{V} \]
سپس، پتانسیل واقعی سلول را در غلظت داده شده محاسبه کنید:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{سلول}} = 1.56 \, \text{V} \]
نتیجه:
واکنش‌هایی که در آند و کاتد رخ می‌دهند، یکسان باقی می‌مانند.
– پتانسیل سلول با غلظت معین ۱.۵۶ ولت است
این مقاله نشان می‌دهد که چگونه می‌توان انواع مختلفی از مسائل در الکتروشیمی، از جمله مسائل مربوط به سلول‌های ولتایی، سلول‌های الکترولیتی و محاسبات با استفاده از معادله نرنست را حل کرد. درک کامل اصول واکنش‌های اکسایش-کاهش و توانایی استفاده از داده‌های الکتروشیمیایی برای موفقیت در حل این نوع مسائل ضروری است.
