Esimerkki sähkökemian keskustelukysymyksistä
Sähkökemia on kemian haara, joka tutkii kemiallisten reaktioiden ja sähköenergian muutosten välistä suhdetta. Sähkökemiassa on kaksi pääkäsitettä: hapettuminen (elektronien vapautuminen) ja pelkistyminen (elektronien vastaanottaminen). Näitä prosesseja voidaan havaita kahdenlaisissa sähkökemiallisissa kennoissa: galvaanisissa kennoissa ja elektrolyysikennoissa. Alla on joitakin esimerkkiongelmia ja niiden selityksiä, jotka auttavat sinua ymmärtämään sähkökemiaa.
Esimerkkikysymys 1: Volta-kenno
Kysymys:
Oletetaan volta-pari, jossa sinkki- (Zn) ja kupari- (Cu) elektrodit on yhdistetty suolasillalla. Zn kastetaan 1 M ZnSO4-liuokseen ja Cu 1 M CuSO4-liuokseen. Kirjoita ylös kummallakin elektrodilla tapahtuvat reaktiot ja laske volta-parin potentiaaliero (EMF). Standardielektrodipotentiaalitiedot:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \teksti{V} \]
Keskustelu:
Ensimmäinen vaihe on määrittää tapahtuva redox-reaktio. Volta-kennossa spontaani redox-reaktio tapahtuu, kun
– Sinkki (Zn) hapettuu:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Kupari (Cu) pelkistyy:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Kokonaispelkistys-pelkistysreaktio voltaisessa kennossa on:
\[ \text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
Seuraavaksi laskemme solupotentiaalieron:
\[ E_{\text{cell}} = E^o_{\text{cathode}} – E^o_{\text{anodi}} \]
Dimana:
– Katodi on elektrodi, jossa pelkistyminen (Cu) tapahtuu.
– Anodi on elektrodi, jossa sinkki (Zn) hapettuu.
Jotta,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Johtopäätös:
– Anodilla (Zn) tapahtuva reaktio:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Katodilla (Cu) tapahtuva reaktio:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Kennojännite-ero (EMF): 1.10 V
-
Esimerkkikysymys 2: Elektrolyysikenno
Kysymys:
Ilmoita NaCl-liuoksen elektrolyysissä katodilla ja anodilla tapahtuvat reaktiot, jos käytetään inerttiä elektrodia, kuten platinaa (Pt). Laske kokonaisvaraus, joka tarvitaan yhden gramman Cl2:n tuottamiseen. (ArCl = 35.5)
Keskustelu:
Ensimmäinen vaihe on kirjoittaa muistiin reaktiot, joita tapahtuu kullakin elektrodilla NaCl-suolaliuoksessa.
– Katodilla (pelkistys):
Tässä prosessissa vedestä peräisin olevat H+-ionit pelkistyvät:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \nuoli oikealle H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Anodilla (hapettuminen):
Cl⁻-ioni hapettuu ja muuttuu Cl₂-kaasuksi:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Kokonaisreaktio:
Joten NaCl-liuoksen elektrolyysissä tapahtuva kokonaisreaktio on:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \nuoli oikealle 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Laskeaksemme yhden gramman Cl2:n tuottamiseen tarvittavan varauksen, meidän on määritettävä Cl2-moolien lukumäärä:
\[ \text{Cl:n massa}_2 = 1 \text{ gramma} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gramma/mol} \]
\[ \text{Cl-moolien lukumäärä}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Anodilla olevan reaktioyhtälön perusteella 2 moolista elektroneja syntyy 1 mooli Cl2:ta:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Toisin sanoen, 1 mooli Cl2:ta vaatii 2 moolia elektroneja.
Elektronien moolien lukumäärä:
\[ \text{Elektronimoolien lukumäärä} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Vaadittava varaus voidaan laskea Faradayn arvon avulla (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n kertaa F \]
\[Q = \left(\frac{2}{71} \text{mol}\right) \times 96485 \text{C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Johtopäätös:
– Reaktio katodilla:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \nuoli oikealle H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reaktio anodilla:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Yhden gramman Cl2:n tuottamiseen tarvittava kokonaisvaraus on 2718 C.
-
Esimerkki 3: Nernstin suhde ja epästandardit ehdot
Kysymys:
Laske potentiaali kooltaan sellaiselle voltaiselle kennon osalle, joka on tehty Ag/Ag+ elektrodeista, joiden hopeaionipitoisuus on 0.1 M, ja Zn/Zn2+ elektrodeista, joiden pitoisuus on 0.01 M. Standardielektrodipotentiaali on:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Keskustelu:
Ensimmäinen vaihe on kirjoittaa muistiin tapahtuvat reaktiot:
– Hapettuminen anodilla (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Pelkistys katodilla (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Kokonaisreaktio:
\[ \text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Nernstin yhtälön perusteella:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{tuote}]}{[\text{reaktantti}]} \right) \]
Dimana:
\[n = 2 \]
Laske ensin E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Laske seuraavaksi todellinen solupotentiaali annetulla pitoisuudella:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Johtopäätös:
– Anodilla ja katodilla tapahtuvat reaktiot pysyvät samoina
– Kennopotentiaali tietyllä konsentraatiolla on 1.56 V
Tässä artikkelissa näytetään, kuinka ratkaista useita erityyppisiä sähkökemian ongelmia, mukaan lukien voltaikennoihin, elektrolyysikennoihin ja Nernstin yhtälöön perustuviin laskelmiin liittyvät ongelmat. Redox-reaktioiden taustalla olevien periaatteiden perusteellinen ymmärtäminen ja kyky käyttää sähkökemiallisia tietoja ovat välttämättömiä tällaisten ongelmien ratkaisemisen onnistumiseksi.
