Primjer pitanja za raspravu o elektrokemiji
Elektrokemija je grana kemije koja proučava odnos između kemijskih reakcija i promjena električne energije. U elektrokemiji postoje dva glavna koncepta: oksidacija (oslobađanje elektrona) i redukcija (dobitak elektrona). Ti se procesi mogu promatrati u dvije vrste elektrokemijskih ćelija: galvanskim ćelijama i elektrolitskim ćelijama. U nastavku su neki primjeri problema i njihova objašnjenja koja će vam pomoći da razumijete elektrokemiju.
Primjer pitanja 1: Voltaična ćelija
Pitanje:
S obzirom na galvansku ćeliju s cinkovim (Zn) i bakrenim (Cu) elektrodama spojenim preko solnog mosta. Zn je umočen u 1 M otopinu ZnSO4, a Cu je umočen u 1 M otopinu CuSO4. Zapišite reakcije koje se događaju na svakoj elektrodi i izračunajte razliku potencijala (EMF) galvanske ćelije. Standardni podaci o potencijalu elektrode:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Rasprava:
Prvi korak je odrediti redoks reakciju koja se događa. U galvanskoj ćeliji, spontana redoks reakcija se događa tamo gdje
– Cink (Zn) podliježe oksidaciji:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Bakar (Cu) se reducira:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Ukupna redoks reakcija u galvanskoj ćeliji je:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Zatim ćemo izračunati razliku potencijala ćelije:
\[ E_{\text{cell}} = E^o_{\text{katoda}} – E^o_{\text{anoda}} \]
Gdje:
– Katoda je elektroda na kojoj se odvija redukcija (Cu).
– Anoda je elektroda na kojoj se odvija oksidacija (Zn).
Tako da,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \text{V} – (-0.76 \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Zaključak:
– Reakcija koja se odvija na anodi (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reakcija koja se odvija na katodi (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Razlika potencijala ćelije (EMF): 1.10 V
-
Primjer pitanja 2: Elektrolitička ćelija
Pitanje:
U elektrolizi otopine NaCl, navedite reakcije koje se odvijaju na katodi i anodi ako se koristi inertna elektroda, poput platine (Pt). Izračunajte ukupni naboj potreban za proizvodnju 1 grama Cl2. (Ar Cl = 35.5)
Rasprava:
Prvi korak je zapisati reakcije koje se odvijaju na svakoj elektrodi u otopini NaCl soli.
– Na katodi (redukcija):
U ovom procesu, H+ ioni iz vode će se reducirati:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Na anodi (oksidacija):
Cl- ion će se oksidirati i postati plin Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Ukupna reakcija:
Dakle, ukupna reakcija koja se odvija elektrolizom otopine NaCl je:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Za izračun naboja potrebnog za proizvodnju 1 grama Cl2, moramo odrediti broj molova Cl2:
\[ \text{Masa Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gram/mol} \]
\[ \text{Broj molova Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Na temelju jednadžbe reakcije na anodi, 1 mol Cl2 nastaje iz 2 mola elektrona:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Drugim riječima, 1 mol Cl2 zahtijeva 2 mola elektrona.
Broj molova elektrona:
\[ \text{Broj molova elektrona} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Potreban naboj može se izračunati pomoću Faradayeve vrijednosti (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \puta F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{ mol}\right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Zaključak:
– Reakcija na katodi:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reakcija na anodi:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Ukupni naboj potreban za proizvodnju 1 grama Cl2 iznosi 2718 C.
-
Primjer 3: Nernstov odnos i nestandardni uvjeti
Pitanje:
Izračunajte potencijal galvanične ćelije izrađene od Ag/Ag+ elektroda s koncentracijom iona srebra od 0.1 M i Zn/Zn2+ elektroda s koncentracijom 0.01 M. Standardni potencijal elektrode je:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Rasprava:
Prvi korak je zapisati reakcije koje se događaju:
– Oksidacija na anodi (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Redukcija na katodi (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Ukupna reakcija:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Na temelju Nernstove jednadžbe:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produkt}]}{[\text{reaktant}]} \right) \]
Gdje:
\[n = 2 \]
Prvo izračunajte E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Zatim izračunajte stvarni stanični potencijal pri zadanoj koncentraciji:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \desno) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Zaključak:
– Reakcije koje se odvijaju na anodi i katodi ostaju iste
– Potencijal ćelije s danom koncentracijom je 1.56 V
Ovaj članak pokazuje kako riješiti nekoliko vrsta problema u elektrokemiji, uključujući probleme koji uključuju galvanične ćelije, elektrolitičke ćelije i izračune pomoću Nernstove jednadžbe. Temeljito razumijevanje principa redoks reakcija i sposobnost korištenja elektrokemijskih podataka ključni su za uspjeh u rješavanju ovih vrsta problema.
