Foarbyld fan diskusjefragen foar elektrochemy
Elektrogemy is in tûke fan 'e skiekunde dy't de relaasje tusken gemyske reaksjes en feroaringen yn elektryske enerzjy bestudearret. Yn 'e elektrogemy binne der twa haadbegripen: oksidaasje (it frijkommen fan elektroanen) en reduksje (it winnen fan elektroanen). Dizze prosessen kinne waarnommen wurde yn twa soarten elektrogemyske sellen: voltaïske sellen (galvanyske sellen) en elektrolytyske sellen. Hjirûnder binne wat foarbyldproblemen en har útlis om jo te helpen elektrogemy te begripen.
Foarbyldfraach 1: Voltaïske sel
Fraach:
Jûn in voltaïske sel mei sink (Zn) en koper (Cu) elektroden ferbûn fia in sâltbrêge. Zn wurdt yn in 1 M ZnSO4-oplossing doopt en Cu wurdt yn in 1 M CuSO4-oplossing doopt. Skriuw de reaksjes op dy't by elke elektrode plakfine en berekkenje it potinsjaalferskil (EMF) fan 'e voltaïske sel. Standert elektrodepotinsjaalgegevens:
\[ E^o_{\tekst{Zn}^{2+}/\tekst{Zn}} = -0.76 \, \tekst{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Diskusje:
De earste stap is om de redoksreaksje te bepalen dy't plakfynt. Yn in voltaïske sel fynt in spontane redoksreaksje plak wêrby't
– Sink (Zn) ûndergiet oksidaasje:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Koper (Cu) ûndergiet reduksje:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
De totale redoksreaksje yn in voltaïske sel is:
[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Folgjende sille wy it potinsjaalferskil fan 'e sel berekkenje:
\[ E_{\text{sel}} = E^o_{\text{kathode}} – E^o_{\text{anode}} \]
Wêr:
– De katode is de elektrode dêr't reduksje (Cu) plakfynt.
– De anode is de elektrode dêr't oksidaasje (Zn) plakfynt.
Dus dat,
\[ E_{\tekst{sel}} = 0.34 \, \tekst{V} – (-0.76 \, \tekst{V}) \]
\[ E_{\tekst{sel}} = 0.34 \, \tekst{V} + 0.76 \, \tekst{V} = 1.10 \, \tekst{V} \]
Konklúzje:
– De reaksje dy't by de anode plakfynt (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– De reaksje dy't plakfynt by de katode (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Selpotinsjaalferskil (EMF): 1.10 V
-
Foarbyldfraach 2: Elektrolytyske sel
Fraach:
Jou by de elektrolyse fan in NaCl-oplossing de reaksjes oan dy't plakfine by de katode en anode as in inerte elektrode, lykas platina (Pt), brûkt wurdt. Bereken de totale lading dy't nedich is om 1 gram Cl2 te produsearjen. (ArCl = 35.5)
Diskusje:
De earste stap is om de reaksjes op te skriuwen dy't by elke elektrode yn 'e NaCl-sâltoplossing foarkomme.
– By de katode (reduksje):
Yn dit proses sille H+ ioanen út wetter redusearre wurde:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– By de anode (oksidaasje):
It Cl-ion sil oksidaasje ûndergean om Cl2-gas te wurden:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Totale reaksje:
Dat betsjut dat de totale reaksje dy't plakfynt by de elektrolyse fan in NaCl-oplossing is:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Om de lading te berekkenjen dy't nedich is om 1 gram Cl2 te produsearjen, moatte wy it oantal mol Cl2 bepale:
\[ \text{Massa fan Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
[ArCl₂ = 2 × 35.5 = 71 gram/mol]
\[ \tekst{Oantal mol Cl}_2 = \frac{1}{71} \tekst{ mol} \]
Op basis fan 'e reaksjefergeliking by de anode wurdt 1 mol Cl2 produsearre út 2 mol elektroanen:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Mei oare wurden, 1 mol Cl2 fereasket 2 mol elektroanen.
Oantal molen fan elektroanen:
\[ \text{Oantal mol fan elektroanen} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
De fereaske lading kin berekkene wurde mei de Faraday-wearde (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \kear F \]
[Q = (\frac{2}{71} \text{ mol} \right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \tekst{ C} \]
Konklúzje:
– Reaksje oan de katode:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reaksje by de anode:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– De totale lading dy't nedich is om 1 gram Cl2 te produsearjen is 2718 C.
-
Foarbyld 3: Nernst-relaasje en net-standert betingsten
Fraach:
Berekenje de potinsjeel fan in voltaïske sel makke fan Ag/Ag+ elektroden mei in sulverionkonsintraasje fan 0.1 M en Zn/Zn2+ elektroden mei in konsintraasje fan 0.01 M. De standert elektrodepotinsjeel is:
\[ E^o_{\tekst{Ag}^{+}/\tekst{Ag}} = +0.80 \, \tekst{V} \]
\[ E^o_{\tekst{Zn}^{2+}/\tekst{Zn}} = -0.76 \, \tekst{V} \]
Diskusje:
De earste stap is om de reaksjes op te skriuwen dy't foarkomme:
– Oksidaasje oan de anode (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reduksje oan de katode (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Totale reaksje:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Basearre op 'e Nernst-fergeliking:
\[ E_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Sel}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produkt}]}{[\text{reaktant}]} \right) \]
Wêr:
\[ n = 2 \]
Earst, berekkenje E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\tekst{Sel}} = E^o_{\tekst{Ag}^{+}/\tekst{Ag}} – E^o_{\tekst{Zn}^{2+}/\tekst{Zn}} \]
\[ E^o_{\tekst{Sel}} = 0.80 \, \tekst{V} – (-0.76 \, \tekst{V}) \]
\[ E^o_{\tekst{Sel}} = 1.56 \, \tekst{V} \]
Berekenje dêrnei it werklike selpotinsjaal by de opjûne konsintraasje:
[E_{Sel}} = 1.56, V – (0.0592}{2) log ([Zn^2+]}{[Ag^2)]
[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) \]
\[ E_{\tekst{Sel}} = 1.56 \, \tekst{V} \]
Konklúzje:
– De reaksjes dy't by de anode en katode plakfine bliuwe itselde
– De selpotinsjaal mei in bepaalde konsintraasje is 1.56 V
Dit artikel lit sjen hoe't ferskate soarten problemen yn elektrochemy oplost wurde kinne, ynklusyf problemen mei voltaïske sellen, elektrolytyske sellen en berekkeningen mei de Nernst-fergeliking. In yngeand begryp fan 'e prinsipes efter redoksreaksjes en de mooglikheid om elektrochemyske gegevens te brûken binne essensjeel foar sukses by it oplossen fan dit soarte problemen.
