Beispill vun Diskussiounsfroen fir Elektrochemie
Elektrochemie ass eng Branche vun der Chimie, déi sech mat der Bezéiung tëscht chemesche Reaktiounen a Verännerungen an der elektrescher Energie beschäftegt. An der Elektrochemie gëtt et zwou Haaptkonzepter: Oxidatioun (d'Fräisetzung vun Elektronen) a Reduktioun (de Gewënn vun Elektronen). Dës Prozesser kënnen an zwou Zorte vun elektrochemesche Zellen observéiert ginn: voltaesch Zellen (galvanesch Zellen) an elektrolytesch Zellen. Hei drënner sinn e puer Beispillproblemer an hir Erklärungen, fir Iech ze hëllefen, d'Elektrochemie ze verstoen.
Beispillfro 1: Voltaesch Zell
Fro:
Betruecht eng Voltaizell mat Zink- (Zn) an Koffer- (Cu) Elektroden, déi iwwer eng Salzbréck verbonne sinn. Zn gëtt an eng 1 M ZnSO4 Léisung getippt a Cu gëtt an eng 1 M CuSO4 Léisung getippt. Schreift d'Reaktiounen op, déi op all Elektrode optrieden, a berechent d'Potenzialdifferenz (EMF) vun der Voltaizell. Standard Elektrodenpotenzialdaten:
[E^o_{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Beschte:
Den éischte Schrëtt ass d'Redoxreaktioun ze bestëmmen, déi stattfënnt. An enger voltaescher Zell geschitt eng spontan Redoxreaktioun, wou
– Zink (Zn) oxidéiert:
[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Koffer (Cu) gëtt reduzéiert:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Déi total Redoxreaktioun an enger voltaescher Zell ass:
[ Zn (s) + Cu^2+ (aq) Zn^2+ (aq) + Cu(s)
Als nächst berechnen mir den Zellpotenzialënnerscheed:
\[ E_{\text{Zell}} = E^o_{\text{Kathode}} – E^o_{\text{Anode}} \]
Dimana:
– D'Kathode ass d'Elektrod, wou d'Reduktioun (Cu) stattfënnt.
– D'Anode ass d'Elektrod, wou d'Oxidatioun (Zn) stattfënnt.
Also dat,
[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} \]
Conclusioun:
– D'Reaktioun, déi un der Anode (Zn) stattfënnt:
[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– D'Reaktioun, déi un der Kathod (Cu) stattfënnt:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Zellpotenzialënnerscheed (EMF): 1.10 V
-
Beispillfro 2: Elektrolytesch Zell
Fro:
Bei der Elektrolyse vun enger NaCl-Léisung, gitt d'Reaktiounen un, déi un der Kathod an der Anod optrieden, wann eng inert Elektrod, wéi Platin (Pt), benotzt gëtt. Berechent déi total Ladung, déi néideg ass fir 1 Gramm Cl2 ze produzéieren. (ArCl = 35.5)
Beschte:
Den éischte Schrëtt ass d'Reaktiounen opzeschreiwen, déi op all Elektrode an der NaCl-Salzléisung optrieden.
– Un der Kathod (Reduktioun):
An dësem Prozess ginn H+ Ionen aus Waasser reduzéiert:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Un der Anode (Oxidatioun):
De Cl-Ion wäert oxidéiert ginn a Cl2-Gas gëtt:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Gesamtreaktioun:
Also ass déi total Reaktioun, déi bei der Elektrolyse vun der NaCl-Léisung stattfënnt:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Fir d'Ladung ze berechnen, déi néideg ass fir 1 Gramm Cl2 ze produzéieren, musse mir d'Zuel vun de Mol Cl2 bestëmmen:
\[ \text{Mass vun Cl}_2 = 1 \text{ Gramm} \]
[ArCl₂ = 2 × 35.5 = 71 Gramm/mol]
\[ \text{Zuel vu Mol Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Baséierend op der Reaktiounsgläichung un der Anode gëtt 1 Mol Cl2 aus 2 Mol Elektronen produzéiert:
[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
An anere Wierder, 1 Mol Cl2 brauch 2 Mol Elektronen.
Zuel vun de Mole vun Elektronen:
\[ \text{Zuel vun de Mole vun Elektronen} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Déi néideg Ladung kann mat Hëllef vum Faraday-Wäert (F = 96485 C/mol e^-) berechent ginn:
\[ Q = n \mol F \]
[Q = (2/71 mol) × 96485 C/mol]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Conclusioun:
– Reaktioun un der Kathod:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reaktioun un der Anode:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Déi total Ladung, déi néideg ass fir 1 Gramm Cl2 ze produzéieren, ass 2718 C.
-
Beispill 3: Nernst-Bezéiung an net-Standardbedingungen
Fro:
Berechent de Potenzial vun enger Voltaizell, déi aus Ag/Ag+ Elektroden mat enger Sëlwerionenkonzentratioun vun 0.1 M an Zn/Zn2+ Elektroden mat enger Konzentratioun vun 0.01 M besteet. De Standardelektrodenpotenzial ass:
[E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
[E^o_{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Beschte:
Den éischte Schrëtt ass d'Reaktiounen opzeschreiwen, déi optrieden:
– Oxidatioun un der Anode (Zn):
[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reduktioun un der Kathod (Ag):
[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Gesamtreaktioun:
[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Baséierend op der Nernst-Equatioun:
[ E_{\text{Zell}} = E^o_{\text{Zell}} – ( \frac{0.0592}{n} ) \log ( \frac{[\text{Produkt}]}{[\text{Reaktant}]} )]
Dimana:
\[ n = 2 \]
Als éischt, berechent 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}) \]
\[ E^o_{\text{Zell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Als nächst, berechent dat tatsächlecht Zellpotenzial bei der gegebener Konzentratioun:
[E_{Sel}} = 1.56, V – (0.0592}{2) log ([Zn^2+]}{[Ag^2)]
[E_{Sel}} = 1.56, V – (\frac{0.0592}{2}) \log(\frac{0.01}{(0.1)^2})]
[E_{Sel}} = 1.56, V – 0.0296 log( \frac{0.01}{0.01} \right)]
[E_{\text{Zell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Conclusioun:
– D'Reaktiounen, déi un der Anode an der Kathod optrieden, bleiwen d'selwecht
– D'Zellpotenzial mat enger bestëmmter Konzentratioun ass 1.56 V
Dësen Artikel weist, wéi een verschidden Aarte vu Problemer an der Elektrochemie léise kann, dorënner Problemer mat voltaesche Zellen, elektrolytesche Zellen a Berechnungen mat der Nernst-Equatioun. E grëndlecht Verständnis vun de Prinzipien hannert Redoxreaktiounen an d'Fäegkeet, elektrochemesch Donnéeën ze benotzen, si wesentlech fir den Erfolleg bei der Léisung vun dësen Aarte vu Problemer.
