Standarta elektroda potenciāla jautājumu piemēri un apspriešana
Pendahuluan
Standarta elektroda potenciāls ir svarīgs jēdziens elektroķīmijā, kas apraksta elektroda spēju piesaistīt elektronus. Šo jēdzienu izmanto elektroķīmisko elementu aprēķinos un redoksreakciju tendences noteikšanā. Standarta elektroda potenciālu (E°) mēra standarta apstākļos, proti, 1 M koncentrācijā, 1 atm spiedienā un 25 °C (298 K) temperatūrā. Šajā rakstā mēs apspriedīsim vairākus standarta elektroda potenciālu problēmu piemērus un apspriedīsim tos padziļināti.
Standarta elektroda potenciāla pamatkoncepcija
Standarta elektroda potenciāls, kas apzīmēts ar E°, apraksta ķīmiskās vielas tieksmi reducēties (pieņemt elektronus). Jo pozitīvāka ir E° vērtība, jo lielāka ir vielas tieksme reducēties. Un otrādi, jo negatīvāka ir E° vērtība, jo lielāka ir vielas tieksme oksidēties (zaudēt elektronus).
Standarta elektrodu potenciālu tabulā ir norādītas E° vērtības dažādām redoksreakcijām, un šīs vērtības tiek izmantotas, lai aprēķinātu elektroķīmisko elementu potenciālus.
1. jautājuma piemērs
Jautājums:
Ņemot vērā šādas divas pusreakcijas un to elektrodu potenciālus:
– Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s), E° = +0.80 V
– Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s), E° = +0.34 V
Nosakiet šo divu pusreakciju rezultātā izveidojušās galvaniskās šūnas potenciālu (E°_cell).
Diskusija:
Lai noteiktu šūnas potenciālu, mums jāidentificē anods un katods. Galvaniskajā šūnā tas, kuram ir pozitīvāks standarta elektroda potenciāls, darbojas kā katods (reducēšanas vieta), un tas, kuram ir negatīvāks potenciāls, darbojas kā anods (oksidēšanas vieta).
1. Nosakiet anodu un katodu:
– Ag⁺ + e⁻ → Ag, E° = +0.80 V (pozitīvāks, tātad katods)
– Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = +0.34 V (negatīvāks, tātad anods)
2. Nosakiet oksidācijas un reducēšanas reakcijas:
– Katods (reducēšana): Ag⁺ + e⁻ → Ag, E°_katods = +0.80 V
– Anods (oksidēšanās): Cu → Cu²⁺ + 2e⁻, E°_anods = -0.34 V (mainīt reakcijas virzienu un potenciāla zīmi)
3. E°_cell aprēķināšana:
\[
E°_{šūna} = E°_{katods} – E°_{anods}
\]
\[
E°_{sel} = 0.80\, \text{V} – (-0.34\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 0.80\, \text{V} + 0.34\, \text{V} = 1.14\, \text{V}
\]
Tātad, šūnas potenciāls (E°_cell) ir +1.14 V.
2. jautājuma piemērs
Jautājums:
Ņemot vērā tālāk norādīto reakciju ar tās elektroda potenciālu:
– Fe³⁺(aq) + e⁻ → Fe²⁺(aq), E° = +0.77 V
– Zn²⁺(aq) + 2e⁻ → Zn(s), E° = -0.76 V
Izmantojot abas pusreakcijas, nosakiet galvaniskā elementa potenciālu (E°_cell) un uzrakstiet pilnu šūnas reakciju.
Diskusija:
Tāpat kā iepriekš, vispirms ir jāidentificē anods un katods.
1. Nosakiet anodu un katodu:
– Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺, E° = +0.77 V (pozitīvāks, tātad katods)
– Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn, E° = -0.76 V (negatīvāks, tāpēc ir anods)
2. Nosakiet oksidācijas un reducēšanas reakcijas:
– Katods (reducēšana): Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺, E°_katods = +0.77 V
– Anods (oksidēšanās): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E°_anods = -0.76 V (mainīt reakcijas virzienu un potenciāla zīmi)
3. Elektronu balansēšana:
Kopējai reakcijai ir jālīdzsvaro elektronu skaits:
\[
2(\text{Fe}^{3+} + e⁻ → \text{Fe}^{2+})
\]
\[
Zn → Zn^{2+} + 2e⁻
\]
Tātad pilnīga šūnu reakcija ir šāda:
\[
2\text{Fe}^{3+} + \text{Zn} → 2\text{Fe}^{2+} + \text{Zn}^{2+}
\]
4. E°_cell aprēķināšana:
\[
E°_{šūna} = E°_{katods} – E°_{anods}
\]
\[
E°_{sel} = 0.77\, \text{V} – (-0.76\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 0.77\, \text{V} + 0.76\, \text{V} = 1.53\, \text{V}
\]
Tātad, šūnas potenciāls (E°_cell) ir +1.53 V.
3. jautājuma piemērs
Jautājums:
Uzrādiet galvaniskās šūnas potenciālu un pilnu šūnas reakciju, izmantojot šādu reakciju:
– MnO₂(s) + 4H⁺(aq) + 2e⁻ → Mn²⁺(aq) + 2H₂O(l), E° = +1.23 V
– Cr³⁺(aq) + e⁻ → Cr²⁺(aq), E° = -0.50 V
Diskusija:
1. Nosakiet anodu un katodu:
– MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻ → Mn²⁺ + 2H₂O, E° = +1.23 V (pozitīvāks, tātad katods)
– Cr³⁺ + e⁻ → Cr²⁺, E° = -0.50 V (negatīvāks, tātad anods)
2. Nosakiet oksidācijas un reducēšanas reakcijas:
– Katods (reducēšana): MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻ → Mn²⁺ + 2H2O, E°_katods = +1.23 V
– Anods (oksidēšanās): Cr²⁺ → Cr³⁺ + e⁻, E°_anods = +0.50 V (mainīt reakcijas virzienu un potenciāla zīmi)
3. Elektronu balansēšana:
Kopējai reakcijai ir jālīdzsvaro elektronu skaits:
\[
2(\text{Cr}^{3+} + e⁻ → \text{Cr}^{2+})
\]
\[
\\text{MnO}_2 + 4\text{H}^+ + 2e⁻ → \\text{Mn}^{2+} + 2\text{H}_2\text{O}
\]
Tātad pilnīga šūnu reakcija ir šāda:
\[
\\text{MnO}_2 + 4\text{H}^+ + 2\text{Cr}^{3+} → \\text{Mn}^{2+} + 2\text{Cr}^{2+} + 2\text{H}_2\text{O}
\]
4. E°_cell aprēķināšana:
\[
E°_{šūna} = E°_{katods} – E°_{anods}
\]
\[
E°_{sel} = 1.23\, \text{V} – (-0.50\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 1.23\, \text{V} + 0.50\, \text{V} = 1.73\, \text{V}
\]
Tātad, šūnas potenciāls (E°_cell) ir +1.73 V.
Secinājums
Standarta elektrodu potenciālu izpratne ir ļoti svarīga elektroķīmijā, lai noteiktu redoksreakcijas tendences un elektroķīmisko elementu potenciālus. Izmantojot iepriekš aprakstītās darbības, mēs varam viegli aprēķināt dotās redoksreakcijas elementa potenciālu. Standarta elektrodu potenciālus izmanto, lai noteiktu anodu un katodu galvaniskajā elementā, kā arī lai aprēķinātu kopējo elementa potenciālu, kas norāda redoksreakcijas efektivitāti un virzienu.
