Exemplo de preguntas de debate sobre electroquímica
A electroquímica é unha rama da química que estuda a relación entre as reaccións químicas e os cambios na enerxía eléctrica. Na electroquímica, hai dous conceptos principais: a oxidación (a liberación de electróns) e a redución (a ganancia de electróns). Estes procesos pódense observar en dous tipos de células electroquímicas: as células voltaicas (células galvánicas) e as células electrolíticas. A continuación, amósanse algúns exemplos de problemas e as súas explicacións para axudarche a comprender a electroquímica.
Exemplo de pregunta 1: Célula voltaica
Pregunta:
Dada unha célula voltaica con eléctrodos de zinc (Zn) e cobre (Cu) conectados a través dunha ponte salina, o Zn mergúllase nunha solución 1 M de ZnSO4 e o Cu nunha solución 1 M de CuSO4. Escribe as reaccións que ocorren en cada eléctrodo e calcula a diferenza de potencial (FEM) da célula voltaica. Datos de potencial estándar do eléctrodo:
E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \text{V}
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Debate:
O primeiro paso é determinar a reacción redox que se produce. Nunha célula voltaica, prodúcese unha reacción redox espontánea onde
– O cinc (Zn) sofre oxidación:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– O cobre (Cu) sofre unha redución:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
A reacción redox total nunha pila voltaica é:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
A continuación, calcularemos a diferenza de potencial da cela:
\[ E_{\text{cela}} = E^o_{\text{cátodo}} – E^o_{\text{ánodo}} \]
Onde:
– O cátodo é o eléctrodo onde se produce a redución (Cu).
– O ánodo é o eléctrodo onde se produce a oxidación (Zn).
Así que,
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}
Conclusión:
– A reacción que ocorre no ánodo (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– A reacción que ocorre no cátodo (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Diferenza de potencial celular (FEM): 1.10 V
-
Exemplo de pregunta 2: Cela electrolítica
Pregunta:
Na electrólise dunha solución de NaCl, indica as reaccións que ocorren no cátodo e no ánodo se se usa un eléctrodo inerte, como o platino (Pt). Calcula a carga total necesaria para producir 1 gramo de Cl2. (ArCl = 35.5)
Debate:
O primeiro paso é escribir as reaccións que ocorren en cada eléctrodo da solución salina de NaCl.
– No cátodo (redución):
Neste proceso, os ións H+ da auga reduciranse:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– No ánodo (oxidación):
O ión Cl- sufrirá unha oxidación para converterse en gas Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Reacción total:
Entón, a reacción total que ocorre na electrólise dunha solución de NaCl é:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Para calcular a carga necesaria para producir 1 gramo de Cl2, precisamos determinar o número de moles de Cl2:
\[ \text{Masa de Cl}_2 = 1 \text{ gramo} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gramo/mol} \]
\[ \text{Número de moles de Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Segundo a ecuación da reacción no ánodo, prodúcese 1 mol de Cl2 a partir de 2 moles de electróns:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Noutras palabras, 1 mol de Cl2 require 2 moles de electróns.
Número de moles de electróns:
\[ \text{Número de moles de electróns} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
A carga requirida pódese calcular usando o valor de Faraday (F = 96485 C/mol e^-):
Q = n × F
Q = (2/71 mol) × 96485 C/mol
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Conclusión:
– Reacción no cátodo:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reacción no ánodo:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– A carga total necesaria para producir 1 gramo de Cl2 é de 2718 C.
-
Exemplo 3: Relación de Nernst e condicións non estándar
Pregunta:
Calcula o potencial dunha célula voltaica feita con eléctrodos de Ag/Ag+ cunha concentración de ións de prata de 0.1 M e eléctrodos de Zn/Zn2+ cunha concentración de 0.01 M. O potencial estándar do eléctrodo é:
E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \text{V}
E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \text{V}
Debate:
O primeiro paso é escribir as reaccións que ocorren:
– Oxidación no ánodo (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Redución no cátodo (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Reacción total:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Baseado na ecuación de Nernst:
\[ E_{\text{Cela}} = E^o_{\text{Cela}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log left( \frac{[\text{produto}]}{[\text{reactivo}]} \right) \]
Onde:
\[ n = 2 \]
Primeiro, calcula E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \text{V} – (-0.76 \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cela}} = 1.56 \, \text{V} \]
A continuación, calcula o potencial celular real á concentración dada:
[E_{\text{Sel}} = 1.56, \text{V} – ( \frac{0.0592}{2} \right) \log ( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right)]
[E_{\text{Sel}} = 1.56, \text{V} – ( \frac{0.0592}{2} \right) \log ( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right)]
E_{\text{Sel}} = 1.56, V – 0.0296 \log ( \frac{0.01}{0.01} \right)
\[ E_{\text{Cela}} = 1.56 \, \text{V} \]
Conclusión:
– As reaccións que ocorren no ánodo e no cátodo permanecen iguais
– O potencial da cela cunha concentración dada é de 1.56 V
Este artigo mostra como resolver varios tipos de problemas en electroquímica, incluídos problemas que involucran pilas voltaicas, pilas electrolíticas e cálculos que empregan a ecuación de Nernst. Unha comprensión profunda dos principios que subxacen ás reaccións redox e a capacidade de usar datos electroquímicos son esenciais para ter éxito na resolución deste tipo de problemas.
