Elektroķīmijas diskusiju jautājumu piemērs
Elektroķīmija ir ķīmijas nozare, kas pēta ķīmisko reakciju un elektriskās enerģijas izmaiņu savstarpējo saistību. Elektroķīmijā ir divi galvenie jēdzieni: oksidēšanās (elektronu atbrīvošanās) un reducēšanās (elektronu iegūšana). Šos procesus var novērot divu veidu elektroķīmiskajās šūnās: galvaniskajās šūnās un elektrolīzes šūnās. Zemāk ir sniegti daži problēmu piemēri un to skaidrojumi, kas palīdzēs jums izprast elektroķīmiju.
1. jautājuma piemērs: Voltālais elements
Jautājums:
Dots volta elements ar cinka (Zn) un vara (Cu) elektrodiem, kas savienoti ar sāls tiltiņu. Zn tiek iegremdēts 1 M ZnSO4 šķīdumā, un Cu tiek iegremdēts 1 M CuSO4 šķīdumā. Uzrakstiet reakcijas, kas notiek katrā elektrodā, un aprēķiniet volta elementa potenciālu starpību (EML). Standarta elektrodu potenciālu dati:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Diskusija:
Pirmais solis ir noteikt notiekošo redoksreakciju. Voltāla šūnā spontāna redoksreakcija notiek, kur
– Cinks (Zn) oksidējas:
\[ \text{Zn (s)} \rightbult\text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Varš (Cu) reducējas:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Kopējā redoksreakcija galvaniskajā šūnā ir:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Tālāk mēs aprēķināsim šūnas potenciāla starpību:
\[ E_{\text{cell}} = E^o_{\text{cathode}} – E^o_{\text{anode}} \]
Kur:
– Katods ir elektrods, kurā notiek reducēšanās (Cu).
– Anods ir elektrods, kurā notiek oksidēšanās (Zn).
Tātad,
\[E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Kesimpulan:
– Reakcija, kas notiek pie anoda (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightbult\text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reakcija, kas notiek pie katoda (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Šūnas potenciālu starpība (EMF): 1.10 V
Sākot no
2. piemēra jautājums: elektrolītiskā šūna
Jautājums:
NaCl šķīduma elektrolīzes laikā norādiet reakcijas, kas notiek uz katoda un anoda, ja tiek izmantots inerts elektrods, piemēram, platīns (Pt). Aprēķiniet kopējo lādiņu, kas nepieciešams, lai iegūtu 1 gramu Cl2. (ArCl = 35.5)
Diskusija:
Pirmais solis ir pierakstīt reakcijas, kas notiek katrā elektrodā NaCl sāls šķīdumā.
– Pie katoda (reducēšana):
Šajā procesā ūdens H+ joni tiks reducēti:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \labā bultiņa H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Pie anoda (oksidēšanās):
Cl⁻ jons oksidējas, kļūstot par Cl₂ gāzi:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Kopējā reakcija:
Tātad kopējā reakcija, kas notiek NaCl šķīduma elektrolīzes laikā, ir:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \right arrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Lai aprēķinātu lādiņu, kas nepieciešams 1 grama Cl2 iegūšanai, mums jānosaka Cl2 molu skaits:
\[ \text{Cl masa}_2 = 1 \text{ grams} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \x 35.5 = 71 \text{ grams/mol} \]
\[ \text{Cl molu skaits}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Balstoties uz reakcijas vienādojumu uz anoda, no 2 moliem elektronu tiek iegūts 1 mols Cl2:
\[ 2Cl^- \labā bultiņa Cl_2 + 2e^- \]
Citiem vārdiem sakot, 1 molam Cl2 nepieciešami 2 moli elektronu.
Elektronu molu skaits:
\[ \text{Elektronu molu skaits} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Nepieciešamo lādiņu var aprēķināt, izmantojot Faradeja vērtību (F = 96485 C/mol e^-):
\[Q = n x F \]
\[Q = \left(\frac{2}{71} \text{mol}\right) \times 96485 \text{C/mol} \]
\[ Q = 2718 \teksts{ C} \]
Kesimpulan:
– Reakcija uz katoda:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \labā bultiņa H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reakcija pie anoda:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Kopējais nepieciešamais lādiņš, lai iegūtu 1 gramu Cl2, ir 2718 °C.
Sākot no
3. piemērs: Nernsta sakarība un nestandarta nosacījumi
Jautājums:
Aprēķiniet volta šūnas potenciālu, kas izgatavota no Ag/Ag+ elektrodiem ar sudraba jonu koncentrāciju 0.1 M un Zn/Zn2+ elektrodiem ar koncentrāciju 0.01 M. Standarta elektroda potenciāls ir:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \text{V} \]
Diskusija:
Pirmais solis ir pierakstīt notiekošās reakcijas:
– Oksidēšanās pie anoda (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightbult\text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Redukcija pie katoda (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Kopējā reakcija:
\[ \text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Balstoties uz Nernsta vienādojumu:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produkts}]}{[\text{reaģents}]} \right) \]
Kur:
\[n = 2 \]
Vispirms aprēķiniet E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \text{V} \]
Pēc tam aprēķiniet faktisko šūnas potenciālu pie dotās koncentrācijas:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Kesimpulan:
– Anodā un katodā notiekošās reakcijas paliek nemainīgas
– Šūnas potenciāls pie noteiktas koncentrācijas ir 1.56 V
Šajā rakstā parādīts, kā risināt vairāku veidu problēmas elektroķīmijā, tostarp problēmas, kas saistītas ar volta elementiem, elektrolītiskajām šūnām un aprēķiniem, izmantojot Nernsta vienādojumu. Lai veiksmīgi risinātu šāda veida problēmas, ir nepieciešama rūpīga redoksreakciju principu izpratne un spēja izmantot elektroķīmiskos datus.
