Exemplos de preguntas sobre células voltaicas
Pendahuluan
Unha célula voltaica, tamén coñecida como célula galvánica, é un dispositivo que converte a enerxía química en enerxía eléctrica mediante unha reacción redox (oxidación-redución). Unha célula voltaica consta de dous eléctrodos, normalmente feitos de metais diferentes, mergullados nun electrolito e conectados por unha ponte salina. Neste artigo, analizaremos varios exemplos relacionados coas células voltaicas para afondar na nosa comprensión dos seus principios de funcionamento e de como calcular o potencial da célula.
Teoría básica das células voltaicas
Antes de pasar aos problemas de exemplo, é importante comprender os conceptos e compoñentes básicos que conforman unha célula voltaica:
1. Ánodo e cátodo: Nunha célula voltaica, o ánodo é o eléctrodo onde se produce a oxidación e o cátodo é o eléctrodo onde se produce a redución. O ánodo ten unha carga negativa, mentres que o cátodo ten unha carga positiva.
2. Ruta dos electróns: Os electróns flúen desde o ánodo ata o cátodo a través dun circuíto externo, producindo unha corrente eléctrica.
3. Potencial da cela (E°célula): O potencial da cela é a diferenza de potencial entre dous eléctrodos. O potencial estándar da cela (E°célula) pódese calcular usando a fórmula:
\[
E°célula = E°cátodo – E° ánodo
\]
onde \(E°cátodo\) e \(E°ánodo\) son os potenciais de redución estándar do cátodo e do ánodo.
4. Ponte salina: esta ponte equilibra as cargas iónicas en ambas as solucións electrolíticas ao permitir o movemento de ións.
Exemplos de preguntas e debate
Para aclarar estes conceptos, vexamos algúns exemplos de problemas.
Exemplo de pregunta 1
Pregunta:
Calcula o potencial estándar dunha cela de Volta que consiste en eléctrodos de Zn | Zn²⁺ (aq) e eléctrodos de Cu | Cu²⁺ (aq). Sábese que o potencial de redución estándar \(E°\) para Zn²⁺ | Zn é de -0.76 V e \(E°\) para Cu²⁺ | Cu é de +0.34 V.
Debate:
O primeiro paso é determinar cal é o ánodo e o cátodo.
O Zn ten un potencial de redución máis negativo (-0.76 V) que o Cu (+0.34 V), polo que o Zn funcionará como ánodo (sitio de oxidación) e o Cu como cátodo (sitio de redución).
A continuación, empregamos a fórmula:
\[
E°célula = E°cátodo – E° ánodo
\]
Substitúe os valores coñecidos:
\[
E°célula = 0.34 V – (-0.76 V)
\]
\[
E°célula = 0.34 V + 0.76 V
\]
\[
E°célula = 1.10 V
\]
Entón, o potencial estándar da célula é de 1.10 V.
Exemplo de pregunta 2
Pregunta:
Unha célula voltaica está feita de eléctrodos de Fe | Fe²⁺ e eléctrodos de Ag | Ag⁺. O potencial de redución estándar para Fe²⁺ | Fe é de -0.44 V e para Ag⁺ | Ag é de +0.80 V. Calcula o potencial estándar da célula e escribe a reacción da célula.
Debate:
Como antes, precisamos determinar o ánodo e o cátodo. Dado que o potencial de redución do Fe²⁺/Fe é máis negativo que o do Ag⁺/Ag, o Fe actuará como ánodo e a Ag como cátodo.
Usa a fórmula:
\[
E°célula = E°cátodo – E° ánodo
\]
\[
E°célula = 0.80 V – (-0.44 V)
\]
\[
E°célula = 0.80 V + 0.44 V
\]
\[
E°célula = 1.24 V
\]
O potencial estándar dunha cela é de 1.24 V.
Para a reacción celular global, combinamos as reaccións de oxidación e redución:
– Reacción no ánodo: \( \text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^- \)
– Reacción no cátodo: \( \text{Ag}^+ + \text{e}^- \rightarrow \text{Ag} \)
Axuste do número de electróns en ambas reaccións:
\[
\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^-
\]
\[
2\text{Ag}^+ + 2\text{e}^- \rightarrow 2\text{Ag}
\]
Reacción celular global:
\[
\text{Fe} + 2\text{Ag}^+ \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{Ag}
\]
Exemplo de pregunta 3
Pregunta:
Calcula o potencial da cela a 25 °C para unha cela voltaica que consiste en eléctrodos de Al³⁺ e eléctrodos de Ni | Ni²⁺, se a concentración de Al³⁺ é de 0.001 M e a concentración de Ni²⁺ é de 1 M. Sábese que \(E°\) para Al³⁺ | Al é de -1.66 V e \(E°\) para Ni²⁺ | Ni é de -0.23 V.
Debate:
Primeiro, determine o ánodo e o cátodo:
– O potencial de redución de Al³⁺/Al é máis negativo (-1.66 V) que o de Ni²⁺/Ni (-0.23 V), polo que Al é o ánodo e Ni é o cátodo.
O potencial estándar da cela calcúlase como:
\[
E°célula = E°cátodo – E° ánodo
\]
\[
E°célula = -0.23 V – (-1.66 V)
\]
\[
E°célula = -0.23 V + 1.66 V
\]
\[
E°célula = 1.43 V
\]
A continuación, empregamos a ecuación de Nernst para calcular o potencial da cela en condicións non estándar:
\[
E_{célula} = E°célula – ( \frac{RT}{nF} \right) \ln Q
\]
Onde \( Q = \frac{[\text{Al}³⁺]}{[\text{Ni}²⁺]} \), R é a constante dos gases (8.314 J/mol·K), T é a temperatura en Kelvin (298 K a 25 °C), F é a constante de Faraday (96485 C/mol) e n é o número de electróns (6 para reaccións que involucran Al³⁺ e Ni²⁺).
Substitúe os valores coñecidos na ecuación:
\[
Q = \frac{0.001}{1} = 0.001
\]
\[
E_{célula} = 1.43 V – (8.314 × 298) e 6 × 96485) ln 0.001
\]
\[
E_{célula} = 1.43 V – ( \frac{2477.172}{578910} \right) \ln 0.001
\]
\[
E_{célula} = 1.43 V – (0.00428) \ln 0.001
\]
\[
ln 0.001 = -6.907
\]
\[
E_{célula} = 1.43 V – (0.00428 × -6.907)
\]
\[
E_{célula} = 1.43 V + 0.0295
\]
\[
E_{célula} = 1.4595 V
\]
Polo tanto, o potencial da cela nesta condición é de aproximadamente 1.46 V.
Conclusión
Unha célula voltaica é un concepto fundamental da electroquímica que converte a enerxía química en enerxía eléctrica. Este artigo presentou os conceptos básicos da teoría da célula voltaica e proporcionou exemplos para axudar a clarificar o proceso de cálculo do potencial da célula. Con esta comprensión, espérase que os lectores teñan unha mellor comprensión das célula voltaicas e as súas aplicacións en diversos contextos.
