Пример прашања што дискутираат за волтаични ќелии
Пендахулуан
Волтинска ќелија, позната и како галванска ќелија, е уред кој ја претвора хемиската енергија во електрична енергија преку редокс (оксидациско-редукциска) реакција. Волтинската ќелија се состои од две електроди, обично направени од различни метали, потопени во електролит и поврзани со солен мост. Во оваа статија, ќе разгледаме неколку примери поврзани со волтински ќелии за да го продлабочиме нашето разбирање за нивните принципи на работа и како да се пресмета потенцијалот на ќелијата.
Основна теорија на волтаични ќелии
Пред да преминеме на примерите за проблеми, важно е да ги разбереме основните концепти и компоненти што ја сочинуваат волтската ќелија:
1. Анода и катода: Во волтска ќелија, анодата е електродата каде што се случува оксидација, а катодата е електродата каде што се случува редукција. Анодата има негативен полнеж, додека катодата има позитивен полнеж.
2. Електронски пат: Електроните течат од анодата до катодата преку надворешно коло, создавајќи електрична струја.
3. Потенцијал на ќелија (E°ќелија): Потенцијалот на ќелијата е разликата на потенцијали помеѓу две електроди. Стандардниот потенцијал на ќелијата (E°ќелија) може да се пресмета со помош на формулата:
\[
Е°клетка = Е°катода – Е°анода
\]
каде што \(E°катода\) и \(E°анода\) се стандардните редукциски потенцијали на катодата и анодата.
4. Солен мост: Овој мост ги балансира јонските полнежи во двата електролитни раствори со тоа што овозможува движење на јони.
Пример прашања и дискусија
За да ги разјасниме овие концепти, да разгледаме неколку примери на проблеми.
Пример за прашање 1
Прашање:
Пресметајте го стандардниот потенцијал на ќелијата на Волта ќелија која се состои од Zn | Zn²⁺ (aq) електроди и Cu | Cu²⁺ (aq) електроди. Познато е дека стандардниот редукциски потенцијал \(E°\) за Zn²⁺ | Zn е -0.76 V, а \(E°\) за Cu²⁺ | Cu е +0.34 V.
Дискусија:
Првиот чекор е да се одреди која е анодата, а која катодата.
Zn има понегативен редукциски потенцијал (-0.76 V) од Cu (+0.34 V), па затоа Zn ќе функционира како анода (место на оксидација), а Cu како катода (место на редукција).
Следно, ја користиме формулата:
\[
Е°клетка = Е°катода – Е°анода
\]
Заменете ги познатите вредности:
\[
E°ќелија = 0.34 V – (-0.76 V)
\]
\[
E°ќелија = 0.34 V + 0.76 V
\]
\[
E°ќелија = 1.10 V
\]
Значи, стандардниот потенцијал на ќелијата е 1.10 V.
Пример за прашање 2
Прашање:
Волтската ќелија е направена од Fe | Fe²⁺ електроди и Ag | Ag⁺ електроди. Стандардниот редукциски потенцијал за Fe²⁺ | Fe е -0.44 V, а за Ag⁺ | Ag е +0.80 V. Пресметајте го стандардниот потенцијал на ќелијата и напишете ја реакцијата на ќелијата.
Дискусија:
Како и претходно, треба да ги одредиме анодата и катодата. Бидејќи редукцискиот потенцијал на Fe²⁺/Fe е понегативен од оној на Ag⁺/Ag, Fe ќе дејствува како анода, а Ag како катода.
Користете ја формулата:
\[
Е°клетка = Е°катода – Е°анода
\]
\[
E°ќелија = 0.80 V – (-0.44 V)
\]
\[
E°ќелија = 0.80 V + 0.44 V
\]
\[
E°ќелија = 1.24 V
\]
Стандардниот потенцијал на ќелијата е 1.24 V.
За целокупната клеточна реакција, ги комбинираме реакциите на оксидација и редукција:
– Реакција на анодата: \( \text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2 \text{e}^- \)
– Реакција на катодата: \( \text{Ag}^+ + \text{e}^- \rightarrow \text{Ag} \)
Балансирање на бројот на електрони во обете реакции:
\[
\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^-
\]
\[
2\text{Ag}^+ + 2\text{e}^- \деснастрелка 2\text{Ag}
\]
Вкупна клеточна реакција:
\[
Fe + 2 Ag^+ Fe^2+ + 2 Ag
\]
Пример за прашање 3
Прашање:
Пресметајте го потенцијалот на ќелијата на 25°C за волтична ќелија која се состои од Al|Al³⁺ електроди и Ni|Ni²⁺ електроди, ако концентрацијата на Al³⁺ е 0.001 M, а концентрацијата на Ni²⁺ е 1 M. Познато е дека \(E°\) за Al³⁺|Al е -1.66 V и \(E°\) за Ni²⁺|Ni е -0.23 V.
Дискусија:
Прво, одредете ја анодата и катодата:
– Редукцискиот потенцијал на Al³⁺/Al е понегативен (-1.66 V) отколку на Ni²⁺/Ni (-0.23 V), па затоа Al е анодата, а Ni е катодата.
Стандардниот потенцијал на ќелијата се пресметува како:
\[
Е°клетка = Е°катода – Е°анода
\]
\[
E°ќелија = -0.23 V – (-1.66 V)
\]
\[
E°ќелија = -0.23 V + 1.66 V
\]
\[
E°ќелија = 1.43 V
\]
Потоа, ја користиме Нернстовата равенка за да го пресметаме потенцијалот на ќелијата под нестандардни услови:
\[
E_{ќелија} = E°ќелија – \left( \frac{RT}{nF} \right) \ln Q
\]
Каде што \( Q = \frac{[\text{Al}³⁺]}{[\text{Ni}²⁺]} \), R е гасната константа (8.314 J/mol·K), T е температурата во Келвини (298 K на 25°C), F е Фарадеевата константа (96485 C/mol), а n е бројот на електрони (6 за реакции што вклучуваат Al³⁺ и Ni²⁺).
Заменете ги познатите вредности во равенката:
\[
Q = \frac{0.001}{1} = 0.001
\]
\[
E_{ќелија} = 1.43 V – \left( \frac{8.314 \times 298}{6 \times 96485} \right) \ln 0.001
\]
\[
E_{ќелија} = 1.43 V – \left( \frac{2477.172}{578910} \right) \ln 0.001
\]
\[
E_{ќелија} = 1.43 V – (0.00428) \ln 0.001
\]
\[
\ln 0.001 = -6.907
\]
\[
E_{ќелија} = 1.43 V – (0.00428 \times -6.907)
\]
\[
E_{ќелија} = 1.43 V + 0.0295
\]
\[
E_{ќелија} = 1.4595 V
\]
Значи, потенцијалот на ќелијата во оваа состојба е околу 1.46 V.
Заклучок
Волтската ќелија е фундаментален концепт во електрохемијата што ја претвора хемиската енергија во електрична енергија. Оваа статија ги воведе основите на теоријата на волтските ќелии и даде примери за да помогне во разјаснувањето на процесот на пресметување на потенцијалот на ќелијата. Со ова разбирање, читателите се надеваат дека ќе имаат подобро разбирање на волтските ќелии и нивните примени во различни контексти.
