Példa a standard referenciaelektróda-potenciálról szóló vitakérdésekre
Pendahuluan
Az elektrokémia a kémia egyik ága, amely a kémiai reakciók és az elektromos jelenségek közötti kapcsolatot vizsgálja. Az elektrokémia egyik alapvető fogalma az elektródpotenciál. Az elektródpotenciál az elektróda elektronok vonzására vagy leadására való hajlamának mértéke.
Az elektrokémiában egy gyakran használt standard a standard hidrogénelektróda (SHE). Az SHE-t úgy definiálják, mint amelynek potenciálja minden hőmérsékleten nulla volt. Univerzális referenciaként szolgál más elektródok potenciáljának mérésére és összehasonlítására. Ez a cikk célja, hogy részletes magyarázatot adjon példafeladatokon keresztül, amelyek a standard referenciaelektróda potenciálját tárgyalják a mélyebb megértés elősegítése érdekében.
Elektródapotenciál és SHE
Az SHE referenciapontként szolgál, az elektródapotenciál tetszőlegesen 0 V-ra van beállítva. A hidrogénelektród reakcióegyenlete a következő:
\[ 2H^+ (aq) + 2e^- \jobbra H_2 (g) \]
A gyakorlatban nehéz SHE-körülményeket szimulálni, és gyakoribb más standard referenciaelektródok, például telített kalomelelektród (SCE) vagy ezüst/ezüst-klorid (Ag/AgCl) használata.
Mintakérdések és megbeszélések
1. kérdés: Elektrokémiai cella elektródpotenciáljának meghatározása
Kérdés:
Példaként a Zn(s) és a Cu^2+(aq) közötti reakció cellapotenciálját kell meghatároznunk. Ismert, hogy a Zn^2+/Zn standard elektródpotenciálja -0.76 V, a Cu^2+/Cu esetében pedig +0.34 V. Mekkora a cellapotenciál, ha a SHE-t referenciaként használjuk?
Válasz:
Ki kell számolnunk a cellapotenciált (E_{cell}) az elektródapotenciálok felhasználásával. A cella teljes reakciója:
\[ Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \]
Az elektródapotenciált a következőképpen írjuk fel:
\[ E_{cella} = E_{katód} – E_{anód} \]
Ahol a katód redukciós reakciót, az anód pedig oxidációs reakciót végez. A standard potenciál alapján:
– Standard katódpotenciál \( E^0_{katód} \) (Cu^2+/Cu) = +0.34 V
– Az anód standard potenciálja (E^0_{anód}) (Zn^2+/Zn) = -0.76 V
Értékek helyettesítése:
\[ E_{sel} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{sel} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} \]
\[ E_{cell} = 1.10 \, \text{V} \]
Tehát a cellafeszültség 1.10 V.
2. kérdés: A Nernst-egyenlet használata nem standard körülmények között
Kérdés:
Számítsd ki a cellapotenciált (E) 298 K-en a Zn(s) és a Cu^2+(aq) közötti elektrokémiai reakció esetén, ha a Cu^2+ ionok koncentrációja 0.01 M, a Zn^2+ ionok koncentrációja pedig 1.00 M.
Válasz:
A Nernst-egyenlet lehetővé teszi a cellapotenciál kiszámítását nem standard (nem standard) körülmények között. A Nernst-egyenlet a következő:
\[E = E^0 – \frac{RT}{nF} \ln Q \]
Ahol,
– \(E^0 \) a standard sejtpotenciál
– \(R \) a gázállandó (8.314 J/mol·K)
– \(T \) a hőmérséklet Kelvinben (298 K)
– \(n \) az ekvivalens reakcióban átadott elektronok móljainak száma (2 mól elektron Zn/Cu esetén)
– \(F \) Faraday-állandó (96485 C/mol)
– \(Q \) a reakciókvóciens:
\[ Q = \frac{[termékek]}{[reaktánsok]} = \frac{[Zn^{2+}]}{[Cu^{2+}]} \]
Helyettesítse be az értékeket a Nernst-egyenletbe:
Az előző feladatban szereplő standardpotenciál (E^0) 1.10 V.
[E = 1.10, V – 8.314, J/mol·K szorozva 298-cal, K szorozva 2-vel 96485-tel, C/mol szorozva (1.00, 0.01)]
Először számítsd ki a hőmérsékleti tagot és a reakciókvócienst:
\[ \frac{8.314 \times 298}{2 \times 96485} = \frac{2476.652}{192970} \kb. 0.0128 \, \text{V} \]
Ne felejtsd el átváltani, hogy J-ben egyezzen meg a voltban:
\[ \ln(100) = 4.605 \]
Így:
\[ E = 1.10 \, \text{V} – 0.0128 \szor 4.605 \]
\[ E = 1.10 \, \text{V} – 0.0589584 \]
\[ E = 1.041 \, \text{V} \]
Tehát a cellafeszültség nem szabványos körülmények között 1.041 V.
Következtetés
Az elektrokémia létfontosságú terület, számos alkalmazással az iparban és a tudományos kutatásban. Az olyan alapfogalmak megértése, mint az elektródpotenciál és a Nernst-egyenlet használata lehetővé teszi számunkra, hogy kiszámítsuk a sejtpotenciálokat különböző körülmények között. Ebben a példában láttuk, hogyan határozható meg a sejtpotenciál egy standard referenciaelektród segítségével, és hogyan befolyásolják az olyan tényezők, mint a koncentráció a sejtpotenciált.
Ez a beszélgetés bemutatja az elektrokémiai alapelvek alapos megértésének fontosságát a bioszenzoroktól az akkumulátorokig terjedő alkalmazások széles körében. Szilárd alapot nyújt mindazok számára, akiket érdekel az elektrokémiai technológiai kutatás és alkalmazások.
