Пример прашања што дискутираат за употребата на стандардни податоци за потенцијалот на електродата
Стандардниот електроден потенцијал (E°) игра клучна улога во хемијата, особено во разбирањето на редокс и електрохемиските реакции. Тој овозможува начин за предвидување на насоката на редокс реакциите и споредување на јачината на оксидирачките и редукционите агенси. Оваа статија ќе презентира неколку примери за користење на стандардни податоци за електроден потенцијал за да се илустрира неговата примена во реални ситуации.
Вовед во стандардните електродни потенцијали
Стандардниот електроден потенцијал ја мери тенденцијата на елемент или соединение да добива или губи електрони под стандардни услови (1 M, 1 atm и 25°C). Стандардниот електроден потенцијал се изразува во волти (V) и често се споредува со стандардниот водороден електроден потенцијал (SHE), кој се зема како 0 V.
Пример за прашање 1: Одредување на спонтани реакции
Прашање:
Пресметајте дали следната реакција ќе се случи спонтано:
\[ \text{Zn}^{2+} + \text{Cu} \стрелка надесно \text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \]
Потребните стандардни електродни потенцијали се:
– \(\text{Zn}^{2+} + 2e^{-} \rightarrow \text{Zn} \) \( E° = -0.76 \, \text{V} \)
– \(\text{Cu}^{2+} + 2e^{-} \десна стрелка \text{Cu} \) \( E° = +0.34 \, \text{V} \)
Пембахасан:
1. Дефинирајте полуклеточни реакции:
Редукциска полуклеточна реакција:
– Полуреакција на оксидација: \[\text{Zn}^{2+} + 2e^{-} \rightarrow \text{Zn} \, \text{(Редукција, E° = -0.76 V)} \]
– Полуреакција на редукција: \[\text{Cu}^{2+} + 2e^{-} \rightarrow \text{Cu} \, \text{(Редукција, E° = +0.34 V)} \]
2. Идентификација на реакција:
Обратете ја реакцијата што има помал потенцијал, така што таа ќе стане оксидација:
– \[\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^{-} \, \text{(Оксидација, E° = +0.76 V)} \]
Преостанати реакции:
– \[\text{Cu}^{2+} + 2e^{-} \десно стрелка \text{Cu} \, \text{(Намалување, E° = +0.34 V)} \]
3. Пресметајте го вкупниот E° (потенцијал на ќелијата):
– \[ E°_{\text{клетка}} = E°_{\text{редукција}} + E°_{\text{оксидација}} = +0.34 \, \text{V} + (+0.76 \, \text{V}) = +1.10 \, \text{V} \]
Бидејќи клеточниот потенцијал (E°_{\text{клетка}}) е позитивен, оваа реакција е спонтана.
Пример прашање 2: Одредување на рамнотежен потенцијал
Прашање:
Пресметајте го потенцијалот на ќелијата за следната реакција на стандардна температура:
\[ \text{Fe}^{2+} + \text{Ag} \rightarrow \text{Fe} + \text{Ag}^{+} \]
Стандарден електроден потенцијал:
– \(\text{Fe}^{2+} + 2e^{-} \rightarrow \text{Fe} \) \( E° = -0.44 \, \text{V} \)
– \(\text{Ag}^{+} + e^{-} \rightarrow \text{Ag} \) \( E° = +0.80 \, \text{V} \)
Пембахасан:
1. Дефинирајте полуклеточни реакции:
Редукциска полуклеточна реакција:
– \[\text{Fe}^{2+} + 2e^{-} \rightarrow \text{Fe} \, \text{(Редукција, E° = -0.44 V)} \]
– \[\text{Ag}^{+} + e^{-} \rightarrow \text{Ag} \, \text{(Редукција, E° = +0.80 V)} \]
2. Идентификувајте полуреакции:
Обрнете ја реакцијата што има помала негативна вредност (попозитивна):
– \[\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2e^{-} \, \text{(Оксидација, E° = +0.44 V)} \]
Преостанати реакции:
– \[\text{Ag}^{+} + e^{-} \rightarrow \text{Ag} \, \text{(Редукција, E° = +0.80 V)} \]
3. Пресметајте го вкупниот E° (потенцијал на ќелијата):
– \[ E°_{\text{клетка}} = E°_{\text{редукција}} + E°_{\text{оксидација}} = +0.80 \, \text{V} + (+0.44 \, \text{V}) = +1.24 \, \text{V} \]
Позитивен клеточен потенцијал покажува дека оваа реакција се одвива спонтано под стандардни услови.
Пример 3: Пресметка на слободна енергија на Гибс
Прашање:
Определете ја промената на слободната енергија на Гибс (ΔG) за следната реакција:
\[ \text{Al} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Al}^{3+} + \text{Cu} \]
Со оглед на стандардниот електроден потенцијал:
– \(\text{Al}^{3+} + 3e^{-} \rightarrow \text{Al} \) \( E° = -1.66 \, \text{V} \)
– \(\text{Cu}^{2+} + 2e^{-} \десна стрелка \text{Cu} \) \( E° = +0.34 \, \text{V} \)
Пембахасан:
1. Дефинирајте полуклеточни реакции:
Редукциска полуклеточна реакција:
– \[\text{Al}^{3+} + 3e^{-} \rightarrow \text{Al} \, \text{(Редукција, E° = -1.66 V)} \]
– \[\text{Cu}^{2+} + 2e^{-} \десно стрелка \text{Cu} \, \text{(Намалување, E° = +0.34 V)} \]
2. Идентификација на реакција:
Обратете ја реакцијата што има помал потенцијал, така што таа ќе стане оксидација:
– \[\text{Al} \rightarrow \text{Al}^{3+} + 3e^{-} \, \text{(Оксидација, E° = +1.66 V)} \]
Преостанати реакции:
– \[\text{Cu}^{2+} + 2e^{-} \десно стрелка \text{Cu} \, \text{(Намалување, E° = +0.34 V)} \]
3. Електронска рамнотежа:
Израмнете го бројот на електрони за реакцијата:
– 2 \(\text{Al} \rightarrow 2\text{Al}^{3+} + 6e^{-} \) \[\text{(Оксидација, E° = +1.66 V)} \]
– 3 \(\text{Cu}^{2+} + 6e^{-} \десна стрелка 3\text{Cu} \) \[\text{(Намалување, E° = +0.34 V)} \]
4. Пресметајте го вкупниот E° (потенцијал на ќелијата):
– \[ E°_{\text{ќелија}} = (+0.34 \, \text{V} \times 3) + (+1.66 \, \text{V} \times 2) \]
Грешка тука: Просек:
– \[ E°_{\text{ќелија}} = +0.34 \, \text{V} + +1.66 \, \text{V} = +2.00 \, \text{V} \]
5. Пресметајте ΔG:
Формула: \(\Делта G = -nFE_{\текст{клетка}}\)
– \[n = 6 \, \text{електрони} \]
– \[F = 96485 \, \text{C/mol} \]
– \[ \Делта G = -6 \ пати 96485 \, \text{C/mol} \ пати +2.00 \, \text{V} \]
– \[ = -1157820 \, \text{J/mol} \]
– \[ = -1157.82 \, \text{kJ/mol}\]
Според тоа, негативен ΔG покажува дека оваа реакција е спонтана.
Заклучок
Стандардните податоци за потенцијалот на електродата даваат практичен начин да се предвиди во која насока ќе се одвива редокс реакцијата, колку е веројатно дека ќе се одвива и нејзината врска со промената на слободната енергија на Гибс. Примерот за проблемот погоре илустрира како овие податоци можат да се користат за да се утврди спонтаноста на редокс реакцијата и поврзаните пресметки на енергијата. За студентите или за секој што студира хемија, разбирањето на стандардните податоци за потенцијалот на електродата и нивните примени е суштинска основа за разбирање на посложените електрохемиски реакции.
