Elektrochemijos diskusijų klausimų pavyzdys
Elektrochemija yra chemijos šaka, tirianti cheminių reakcijų ir elektros energijos pokyčių ryšį. Elektrochemijoje yra dvi pagrindinės sąvokos: oksidacija (elektronų išsiskyrimas) ir redukcija (elektronų įgavimas). Šiuos procesus galima stebėti dviejų tipų elektrocheminiuose elementuose: voltiniuose elementuose (galvaniniuose elementuose) ir elektrolitiniuose elementuose. Žemiau pateikiami keli uždavinių pavyzdžiai ir jų paaiškinimai, padėsiantys suprasti elektrochemiją.
1 klausimo pavyzdys: Voltainis elementas
Klausimas:
Duota volta elemento su cinko (Zn) ir vario (Cu) elektrodais, sujungtais druskos tilteliu. Zn panardinamas į 1 M ZnSO4 tirpalą, o Cu – į 1 M CuSO4 tirpalą. Užrašykite reakcijas, vykstančias kiekviename elektrode, ir apskaičiuokite volta elemento potencialų skirtumą (EMJ). Standartiniai elektrodų potencialų duomenys:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Diskusija:
Pirmas žingsnis yra nustatyti vykstančią redokso reakciją. Voltos elemente savaiminė redokso reakcija vyksta ten, kur
– Cinkas (Zn) oksiduojasi:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Varis (Cu) redukuojamas:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Bendra redokso reakcija voltainėje ląstelėje yra:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Toliau apskaičiuosime ląstelės potencialų skirtumą:
\[ E_{\text{cell}} = E^o_{\text{katodas}} – E^o_{\text{anodas}} \]
Kur:
– Katodas yra elektrodas, kuriame vyksta redukcija (Cu).
– Anodas yra elektrodas, kuriame vyksta oksidacija (Zn).
Taigi,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Kesimpulan:
– Reakcija, vykstanti prie anodo (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reakcija, vykstanti katode (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Elemento potencialų skirtumas (EMF): 1.10 V
-
2 klausimo pavyzdys: Elektrolizės elementas
Klausimas:
NaCl tirpalo elektrolizės metu nurodykite reakcijas, kurios vyksta katode ir anode, jei naudojamas inertinis elektrodas, pvz., platina (Pt). Apskaičiuokite bendrą krūvį, reikalingą 1 gramui Cl2 gauti. (ArCl = 35.5)
Diskusija:
Pirmiausia reikia užrašyti reakcijas, kurios vyksta kiekviename elektrode NaCl druskos tirpale.
– Katode (redukcija):
Šio proceso metu vandenyje esantys H+ jonai bus redukuoti:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rodyklė dešinėn H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Ant anodo (oksidacija):
Cl⁻ jonas oksiduosis ir virs Cl₂ dujomis:
\[ 2Cl^-(aq) \arrow dešinėn Cl_2(g) + 2e^- \]
Bendra reakcija:
Taigi, bendra NaCl tirpalo elektrolizės metu vykstanti reakcija yra:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rodyklė dešinėn 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Norint apskaičiuoti krūvį, reikalingą 1 gramui Cl₂ pagaminti, turime nustatyti Cl₂ molių skaičių:
\[ \text{Cl masė}_2 = 1 \text{ gramas} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gramas/mol} \]
\[ \text{Cl molių skaičius}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Remiantis reakcijos lygtimi anode, iš 2 molių elektronų susidaro 1 mol Cl₂:
\[ 2Cl^- \rodyklė dešinėn Cl_2 + 2e^- \]
Kitaip tariant, 1 moliui Cl₂ reikia 2 molių elektronų.
Elektronų molių skaičius:
\[ \text{Elektronų molių skaičius} = 2 × \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Reikalingą krūvį galima apskaičiuoti naudojant Faradėjaus vertę (F = 96485 C/mol e^-):
\[Q = n × F \]
\[Q = \left(\frac{2}{71} \text{mol}\right) \times 96485 \text{C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Kesimpulan:
– Reakcija prie katodo:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rodyklė dešinėn H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reakcija prie anodo:
\[ 2Cl^-(aq) \arrow dešinėn Cl_2(g) + 2e^- \]
– Bendras krūvis, reikalingas 1 gramui Cl₂ pagaminti, yra 2718 °C.
-
3 pavyzdys: Nernsto sąryšis ir nestandartinės sąlygos
Klausimas:
Apskaičiuokite voltainio elemento, pagaminto iš Ag/Ag+ elektrodų, kurių sidabro jonų koncentracija yra 0.1 M, ir Zn/Zn2+ elektrodų, kurių koncentracija yra 0.01 M, potencialą. Standartinis elektrodo potencialas yra:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \text{V} \]
Diskusija:
Pirmas žingsnis – užrašyti vykstančias reakcijas:
– Oksidacija anode (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Redukcija katode (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Bendra reakcija:
\[ \text{Zn (s)} + 2 \text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2 \text{Ag (s)} \]
Remiantis Nernsto lygtimi:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produktas}]}{[\text{reagentas}]} \right) \]
Kur:
\[n = 2 \]
Pirmiausia apskaičiuokite E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Ląstelė}} = 1.56 \, \text{V} \]
Toliau apskaičiuokite faktinį ląstelės potencialą esant duotai koncentracijai:
[E_{\text{Sel}} = 1.56, \text{V} – (\frac{0.0592}{2}) / log(\frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2})]
\[E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Ląstelė}} = 1.56 \, \text{V} \]
Kesimpulan:
– Anode ir katode vykstančios reakcijos išlieka tos pačios
– Esant tam tikrai koncentracijai, ląstelės potencialas yra 1.56 V
Šiame straipsnyje parodyta, kaip spręsti kelių tipų elektrochemijos problemas, įskaitant problemas, susijusias su voltiniais elementais, elektrolitiniais elementais ir skaičiavimus naudojant Nernsto lygtį. Norint sėkmingai išspręsti šias problemas, būtina gerai suprasti redokso reakcijų principus ir gebėti naudoti elektrocheminius duomenis.
