Примерни прашања и дискусија за потенцијалот на стандардната електрода
Пендахулуан
Стандардниот електроден потенцијал е важен концепт во електрохемијата што ја опишува способноста на електродата да привлекува електрони. Овој концепт се користи во електрохемиските пресметки на ќелиите и при одредување на склоноста кон редокс реакции. Стандардниот електроден потенцијал (E°) се мери под стандардни услови, имено при концентрација од 1 M, притисок од 1 atm и температура од 25°C (298 K). Во оваа статија, ќе разгледаме неколку примери за проблеми со стандардниот електроден потенцијал и ќе ги разгледаме детално.
Основен концепт на стандарден електроден потенцијал
Стандардниот електроден потенцијал, означен како E°, ја опишува тенденцијата на хемискиот вид да се редуцира (да прима електрони). Колку е попозитивна вредноста E°, толку е поголема тенденцијата на видот да се редуцира. Обратно, колку е понегативна вредноста E°, толку е поголема тенденцијата на видот да се оксидира (да губи електрони).
Стандардната табела на електродни потенцијали дава вредности на E° за различни редокс реакции, а овие вредности се користат за пресметување на електрохемиските потенцијали на ќелиите.
Пример за прашање 1
Прашање:
Дадени се следните две полуреакции и нивните електродни потенцијали:
– Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s), E° = +0.80 V
– Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s), E° = +0.34 V
Определете го потенцијалот на ќелијата (E°_ќелија) за галванската ќелија формирана од овие две полуреакции.
Пембахасан:
За да го одредиме потенцијалот на ќелијата, треба да ги идентификуваме анодата и катодата. Во галванска ќелија, онаа со попозитивен стандарден електроден потенцијал делува како катода (место на редукција), а онаа со понегативен како анода (место на оксидација).
1. Идентификувајте ја анодата и катодата:
– Ag⁺ + e⁻ → Ag, E° = +0.80 V (попозитивно, па катодно)
– Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = +0.34 V (понегативни, значи анодна)
2. Определете ги реакциите на оксидација и редукција:
– Катода (редукција): Ag⁺ + e⁻ → Ag, E°_катода = +0.80 V
– Анода (оксидација): Cu → Cu²⁺ + 2e⁻, E°_анода = -0.34 V (свртете ја насоката на реакцијата и потенцијалниот знак)
3. Пресметување на E°_ќелија:
\[
E°_{ќелија} = E°_{катода} - E°_{анода}
\]
\[
E°_{sel} = 0.80\, \text{V} – (-0.34\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 0.80\, \text{V} + 0.34\, \text{V} = 1.14\, \text{V}
\]
Значи, потенцијалот на ќелијата (E°_ќелија) е +1.14 V.
Пример за прашање 2
Прашање:
Дадена е реакцијата подолу со нејзиниот електроден потенцијал:
– Fe³⁺(aq) + e⁻ → Fe²⁺(aq), E° = +0.77 V
– Zn²⁺(aq) + 2e⁻ → Zn(s), E° = -0.76 V
Определете го потенцијалот на ќелијата (E°_ќелија) за галванска ќелија користејќи ги обете полуреакции и запишете ја целосната реакција на ќелијата.
Пембахасан:
Како и претходно, прво мора да ги идентификуваме анодата и катодата.
1. Идентификувајте ја анодата и катодата:
– Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺, E° = +0.77 V (попозитивно, па катодно)
– Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn, E° = -0.76 V (понегативно, па анодна)
2. Определете ги реакциите на оксидација и редукција:
– Катода (редукција): Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺, E°_катода = +0.77 V
– Анода (оксидација): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E°_анода = -0.76 V (свртете ја насоката на реакцијата и потенцијалниот знак)
3. Балансирање на електрони:
Вкупната реакција мора да го избалансира бројот на електрони:
\[
2(\text{Fe}^{3+} + e⁻ → \text{Fe}^{2+})
\]
\[
\text{Zn} → \text{Zn}^{2+} + 2e⁻
\]
Значи, целосната клеточна реакција е:
\[
2\text{Fe}^{3+} + \text{Zn} → 2\text{Fe}^{2+} + \text{Zn}^{2+}
\]
4. Пресметување на E°_ќелија:
\[
E°_{ќелија} = E°_{катода} - E°_{анода}
\]
\[
E°_{sel} = 0.77\, \text{V} – (-0.76\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 0.77\, \text{V} + 0.76\, \text{V} = 1.53\, \text{V}
\]
Значи, потенцијалот на ќелијата (E°_ќелија) е +1.53 V.
Пример за прашање 3
Прашање:
Дајте го потенцијалот на ќелијата и целосната реакција на ќелијата за галванска ќелија користејќи ја следната реакција:
– MnO2(s) + 4H+(aq) + 2e-→ Mn²+(aq) + 2H2O(l), E° = +1.23 V
– Cr3⁺(aq) + e⁻ → Cr²⁺(aq), E° = -0.50 V
Пембахасан:
1. Идентификувајте ја анодата и катодата:
– MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻ → Mn²⁺ + 2H₂O, E° = +1.23 V (попозитивно, па катодна)
– Cr³⁺ + e⁻ → Cr²⁺, E° = -0.50 V (понегативна, па анодна)
2. Определете ги реакциите на оксидација и редукција:
– Катода (намалување): MnO2 + 4H+ + 2e- → Mn²+ + 2H2O, E°_катода = +1.23 V
– Анода (оксидација): Cr²⁺ → Cr³⁺ + e⁻, E°_анода = +0.50 V (свртете ја насоката на реакцијата и потенцијалниот знак)
3. Балансирање на електрони:
Вкупната реакција мора да го избалансира бројот на електрони:
\[
2(\text{Cr}^{3+} + e⁻ → \text{Cr}^{2+})
\]
\[
MnO_2 + 4H^+ + 2e⁻ → Mn^2+ + 2H_2O
\]
Значи, целосната клеточна реакција е:
\[
MnO_2 + 4H^+ + 2Cr^3+ → Mn^2+ + 2Cr^2+ + 2H_2O
\]
4. Пресметување на E°_ќелија:
\[
E°_{ќелија} = E°_{катода} - E°_{анода}
\]
\[
E°_{sel} = 1.23\, \text{V} – (-0.50\, \text{V})
\]
\[
E°_{sel} = 1.23\, \text{V} + 0.50\, \text{V} = 1.73\, \text{V}
\]
Значи, потенцијалот на ќелијата (E°_ќелија) е +1.73 V.
Заклучок
Разбирањето на стандардните електродни потенцијали е клучно во електрохемијата за одредување на трендовите на редокс реакциите и електрохемиските потенцијали на ќелиите. Користејќи ги чекорите дискутирани погоре, лесно можеме да го пресметаме потенцијалот на ќелијата на дадена редокс реакција. Стандардните електродни потенцијали се користат за одредување на анодата и катодата во галванска ќелија, како и за пресметување на вкупниот потенцијал на ќелијата, што ја покажува ефикасноста и насоката на редокс реакцијата.
