ელექტროქიმიის განხილვის კითხვების მაგალითი

ელექტროქიმიის სადისკუსიო კითხვების მაგალითი

ელექტროქიმია ქიმიის დარგია, რომელიც შეისწავლის ქიმიურ რეაქციებსა და ელექტრული ენერგიის ცვლილებებს შორის ურთიერთობას. ელექტროქიმიაში არსებობს ორი ძირითადი კონცეფცია: დაჟანგვა (ელექტრონების გამოთავისუფლება) და აღდგენა (ელექტრონების მოპოვება). ეს პროცესები შეიძლება დავაკვირდეთ ელექტროქიმიური უჯრედების ორი ტიპის შემთხვევაში: ვოლტისებრ უჯრედებში (გალვანურ უჯრედებში) და ელექტროლიტურ უჯრედებში. ქვემოთ მოცემულია რამდენიმე მაგალითი და მათი ახსნა, რათა დაგეხმაროთ ელექტროქიმიის გაგებაში.

მაგალითი კითხვა 1: ვოლტური უჯრედი

კითხვა:
მოცემულია ვოლტური უჯრედი თუთიის (Zn) და სპილენძის (Cu) ელექტროდებით, რომლებიც დაკავშირებულია მარილის ხიდით. Zn ჩაედინება 1 M ZnSO4 ხსნარში, ხოლო Cu ჩაედინება 1 M CuSO4 ხსნარში. ჩაწერეთ რეაქციები, რომლებიც მიმდინარეობს თითოეულ ელექტროდზე და გამოთვალეთ ვოლტური უჯრედის პოტენციური სხვაობა (EMF). სტანდარტული ელექტროდის პოტენციური მონაცემები:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]

დისკუსია:
პირველი ნაბიჯი არის მიმდინარე რედოქს რეაქციის დადგენა. ვოლტისებრ უჯრედში ხდება სპონტანური რედოქს რეაქცია, სადაც

– თუთია (Zn) განიცდის დაჟანგვას:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]

– სპილენძი (Cu) განიცდის აღდგენას:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]

ვოლტის უჯრედში სრული რედოქს რეაქციაა:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]

შემდეგ, ჩვენ გამოვთვლით უჯრედის პოტენციურ სხვაობას:
\[ E_{\text{უჯრედი}} = E^o_{\text{კათოდი}} – E^o_{\text{ანოდი}} \]

სად:

– კათოდი არის ელექტროდი, სადაც ხდება აღდგენა (Cu).
– ანოდი არის ელექტროდი, სადაც ხდება დაჟანგვა (Zn).

ასე რომ,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]

კესიმპულანი:
– რეაქცია, რომელიც ხდება ანოდზე (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]

– კათოდზე მიმდინარე რეაქცია (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]

– უჯრედის პოტენციური სხვაობა (EMF): 1.10 V

-

მაგალითი კითხვა 2: ელექტროლიტური ელემენტი

კითხვა:
NaCl ხსნარის ელექტროლიზის დროს მიუთითეთ რეაქციები, რომლებიც ხდება კათოდსა და ანოდში, თუ გამოიყენება ინერტული ელექტროდი, მაგალითად პლატინა (Pt). გამოთვალეთ 1 გრამი Cl2-ის მისაღებად საჭირო მთლიანი მუხტი. (ArCl = 35.5)

დისკუსია:
პირველი ნაბიჯი არის NaCl მარილის ხსნარში თითოეულ ელექტროდზე მიმდინარე რეაქციების ჩაწერა.

– კათოდზე (რედუქცია):
ამ პროცესში, წყლიდან H+ იონები შემცირდება:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \მარჯვენა ისარი H_2(g) + 2OH^-(aq) \]

– ანოდზე (დაჟანგვა):
Cl-იონი გაივლის დაჟანგვას და გადაიქცევა Cl2 აირად:
\[ 2Cl^-(aq) \მარჯვნივ ისარი Cl_2(g) + 2e^- \]

საერთო რეაქცია:
ასე რომ, NaCl ხსნარის ელექტროლიზის დროს მიმდინარე მთლიანი რეაქციაა:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \მარჯვენა ისარი 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]

1 გრამი Cl2-ის წარმოებისთვის საჭირო მუხტის გამოსათვლელად, უნდა განვსაზღვროთ Cl2-ის მოლების რაოდენობა:
\[ \text{Cl-ის მასა}_2 = 1 \text{გრამი} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{გრამი/მოლი} \]
\[ \text{Cl-ის მოლების რაოდენობა}_2 = \frac{1}{71} \text{ მოლი} \]

ანოდზე რეაქციის განტოლების მიხედვით, ელექტრონების 2 მოლიდან წარმოიქმნება Cl2-ის 1 მოლი:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, Cl2-ის 1 მოლი ელექტრონის 2 მოლს მოითხოვს.

ელექტრონების მოლების რაოდენობა:
ელექტრონების მოლების რაოდენობა = 2 ჯერ \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ მოლი} \]

საჭირო მუხტის გამოთვლა შესაძლებელია ფარადეის მნიშვნელობის გამოყენებით (F = 96485 C/mol e^-):
Q = n \ჯერ F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{მოლი}\right) \times 96485 \text{C/მოლი} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]

კესიმპულანი:
- რეაქცია კათოდზე:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \მარჯვენა ისარი H_2(g) + 2OH^-(aq) \]

– რეაქცია ანოდზე:
\[ 2Cl^-(aq) \მარჯვნივ ისარი Cl_2(g) + 2e^- \]

– 1 გრამი Cl2-ის წარმოებისთვის საჭირო მთლიანი მუხტია 2718 C.

-

მაგალითი 3: ნერნსტის დამოკიდებულება და არასტანდარტული პირობები

კითხვა:
გამოთვალეთ ვოლტური უჯრედის პოტენციალი, რომელიც დამზადებულია Ag/Ag+ ელექტროდებისგან, რომელთა ვერცხლის იონების კონცენტრაციაა 0.1 M და Zn/Zn2+ ელექტროდებისგან, რომელთა კონცენტრაციაა 0.01 M. სტანდარტული ელექტროდის პოტენციალია:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]

დისკუსია:
პირველი ნაბიჯი არის მიმდინარე რეაქციების ჩაწერა:

– ანოდზე დაჟანგვა (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– კათოდზე აღდგენა (Ag):
Ag^{+} (aq) + e^- Ag(s)

სულ რეაქცია:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]

ნერნსტის განტოლების საფუძველზე:
\[ E_{\text{უჯრედი}} = E^o_{\text{უჯრედი}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log ( \frac{[\text{პროდუქტი}]}{[\text{რეაქტანტი}]} \right) \]
სად:
\[ n = 2 \]

პირველ რიგში, გამოთვალეთ E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{უჯრედი}} = 1.56 \, \text{V} \]

შემდეგ, გამოთვალეთ უჯრედის ფაქტობრივი პოტენციალი მოცემულ კონცენტრაციაზე:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{უჯრედი}} = 1.56 \, \text{V} \]

კესიმპულანი:
– ანოდსა და კათოდში მიმდინარე რეაქციები იგივე რჩება
– მოცემული კონცენტრაციით უჯრედის პოტენციალი 1.56 ვოლტია

ეს სტატია გვიჩვენებს, თუ როგორ უნდა გადაწყდეს ელექტროქიმიაში რამდენიმე ტიპის პრობლემა, მათ შორის ვოლტის ელემენტებთან, ელექტროლიტურ ელემენტებთან დაკავშირებული ამოცანები და ნერნსტის განტოლების გამოყენებით გამოთვლები. ამ ტიპის პრობლემების გადაჭრის წარმატებისთვის აუცილებელია რედოქს რეაქციების პრინციპების საფუძვლიანი გაგება და ელექტროქიმიური მონაცემების გამოყენების უნარი.