Preguntas de exemplo Debate sobre celas electroquímicas: comprender os conceptos básicos da electroquímica mediante preguntas de exemplo
A electroquímica é unha rama da química que estuda a relación entre as reaccións químicas e a corrente eléctrica. En electroquímica, adoitamos falar de dous tipos principais de células: as células galvánicas (ou voltaicas) e as células electrolíticas. Ambos os tipos de células utilizan reaccións redox para xerar ou usar electricidade.
Neste artigo, analizaremos algúns exemplos de celas electroquímicas que axudarán a profundar a nosa comprensión deste concepto.
1. Pregunta: Célula galvánica
Por exemplo, imos tomar unha cela galvánica que consiste nun eléctrodo de zinc (Zn) mergullado nunha solución de ZnSO₄ e un eléctrodo de cobre (Cu) mergullado nunha solución de CuSO₄. Escribe as reaccións que ocorren en cada eléctrodo, así como a reacción global nesta cela galvánica.
Debate:
1. Reacción no eléctrodo de zinc (ánodo, oxidación):
Reacción: (Zn(s) → Zn^{2+}(aq) + 2e^-)
Aquí, o cinc oxídase a ión cinc (Zn²⁺) e libera dous electróns.
2. Reacción no eléctrodo de cobre (cátodo, redución):
Reacción: \( Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) \)
Aquí, os ións de cobre (Cu²⁺) aceptan dous electróns e redúcense a cobre sólido (Cu).
3. Reacción global na célula galvánica:
Combina estas dúas semirreaccións para obter a reacción global:
\( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)
En xeral, pódese concluír que nas células galvánicas, a espontaneidade das reaccións redox utilízase para producir corrente eléctrica.
2. Pregunta: Potencial celular
Dado o potencial de redución estándar para Zn²⁺/Zn = -0,76 V e Cu²⁺/Cu = +0,34 V, calcula o potencial da cela galvánica mencionada anteriormente.
Debate:
O potencial da cela (E°_cela) pódese calcular usando a ecuación:
\[
E°_{célula} = E°_{cátodo} – E°_{anodo}
\]
Onde:
– O cátodo é o eléctrodo onde se produce a redución (Cu²⁺/Cu con E° = +0.34 V)
– O ánodo é o eléctrodo onde se produce a oxidación (Zn²⁺/Zn con E° = -0.76 V)
\[
E°_{sel} = 0.34\, V – (-0.76\, V) = 0.34\, V + 0.76\, V = 1.10\, V
\]
Polo tanto, o potencial da cela galvánica é de 1,10 V.
3. Pregunta: Célula electrolítica
Nunha cela electrolítica, prepárase unha solución de cloruro de sodio (NaCl) dentro da cela electrolítica con eléctrodos inertes. Escribe as reaccións que ocorren en cada eléctrodo.
Debate:
Nunha cela electrolítica, a electricidade utilízase para impulsar unha reacción non espontánea. Nunha cela electrolítica cunha solución de NaCl, temos:
1. Reacción no cátodo (redución):
\[
2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
Na maioría das solucións diluídas de NaCl, a auga reducirase antes que o sodio porque o potencial de redución da auga é máis positivo (-0.83 V) que o do sodio (-2.71 V).
2. Reacción no ánodo (oxidación):
\[
2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-
\]
No ánodo, os ións cloruro oxídanse a gas cloro.
3. Reacción xeral:
Combina as reaccións no cátodo e no ánodo para obter a reacción global:
\[
2H_2O(l) + 2Cl^-(aq) \rightarrow H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
Nesta electrólise de auga salgada, prodúcense gas hidróxeno e gas cloro xunto coa solución base (NaOH) debido á interacción dos ións na solución.
4. Pregunta: Leis de Faraday sobre a electrólise
Cantos gramos de cobre precipitan dunha solución de CuSO₄ se se pasan 2 farádías de corrente a través dela?
Debate:
A lei de Faraday afirma que a cantidade de substancia depositada nun eléctrodo durante a electrólise é proporcional á cantidade de corrente eléctrica que pasa a través del. A masa da substancia (m) pódese calcular usando a ecuación:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
Onde:
– \(m\) é a masa da substancia depositada
– \(M\) é a masa molar da substancia (para o Cu, M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) é a cantidade de carga eléctrica (en culombios, calculada como \(Q = n \cdot F\), onde n é o número de faradías)
– \(n\) é o número de moles de electróns implicados na reacción (para Cu²⁺/Cu, n = 2)
– \(F\) é a constante de Faraday (96500 C/mol)
Con corrente de 2 farádays:
\[
m = \frac{63.5\, g/mol \cdot² \cdot 96500\cdot C}{2 \cdot 96500\cdot C/mol}
\]
Simplifica a ecuación:
\[
m = 63.5 g
\]
O resultado foi que se depositaron 63.5 gramos de cobre mediante esta electrólise.
Conclusión
Comprender as células electroquímicas require coñecementos de reaccións redox, cálculos de potencial celular e estequiometría electroquímica. Comprender problemas de exemplo como o anterior é útil para aclarar os conceptos básicos e a súa aplicación en varios tipos de células electroquímicas. Finalmente, continúa practicando con varios problemas para profundar esta comprensión, especialmente para aplicacións tanto teóricas como prácticas en varios campos da ciencia e a industria.
