Электрохимийн хэлэлцүүлгийн асуултуудын жишээ
Электрохими нь химийн урвал ба цахилгаан энергийн өөрчлөлтийн хоорондын хамаарлыг судалдаг химийн салбар юм. Электрохимид исэлдэлт (электронуудын ялгарал) ба бууралт (электронуудын олшруулалт) гэсэн хоёр үндсэн ойлголт байдаг. Эдгээр процессуудыг хоёр төрлийн электрохимийн эсүүдэд ажиглаж болно: вольтын эсүүд (гальваник эсүүд) ба электролитийн эсүүд. Электрохимийг ойлгоход туслах зарим жишээ бодлого болон тэдгээрийн тайлбарыг доор харуулав.
Жишээ асуулт 1: Вольтаик эс
Асуулт:
Давсны гүүрээр холбогдсон цайр (Zn) ба зэс (Cu) электродтой вольтын элемент өгөгдсөн. Zn-ийг 1 М ZnSO4 уусмалд, Cu-г 1 М CuSO4 уусмалд дүрнэ. Электрод бүрт явагдах урвалуудыг бичиж, вольтын элементийн потенциалын зөрүүг (EMF) тооцоолно уу. Стандарт электродын потенциалын өгөгдөл:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Хэлэлцүүлэг:
Эхний алхам бол явагдах исэлдэн ангижрах урвалыг тодорхойлох явдал юм. Вольтаик эсэд аяндаа үүсдэг исэлдэн ангижрах урвал явагддаг
– Цайр (Zn) нь исэлддэг:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Зэс (Cu) нь бууралтад ордог:
\[ \text{Cu}^{2+} (усан) + 2e^- \баруун сум \text{Cu (s)} \]
Вольтаик эс дэх нийт исэлдэн ангижрах урвал нь:
\[ \text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
Дараа нь бид эсийн потенциалын зөрүүг тооцоолно:
\[ E_{\текст{нүд}} = E^o_{\текст{катод}} – E^o_{\текст{анод}} \]
Хаана:
– Катод нь бууралт (Cu) явагддаг электрод юм.
– Анод нь исэлдэлт (Zn) явагддаг электрод юм.
Тэгэхээр,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Дүгнэлт:
– Анод (Zn) дээр явагдах урвал:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Катод (Cu) дээр явагдах урвал:
\[ \text{Cu}^{2+} (усан) + 2e^- \баруун сум \text{Cu (s)} \]
– Эсийн потенциалын зөрүү (EMF): 1.10 В
-
Жишээ асуулт 2: Электролитийн эс
Асуулт:
NaCl уусмалын электролизийн үед платинум (Pt) зэрэг идэвхгүй электрод ашиглавал катод ба анод дээр явагдах урвалуудыг тодорхойлно уу. 1 грамм Cl2 үйлдвэрлэхэд шаардагдах нийт цэнэгийг тооцоолно уу. (Ar Cl = 35.5)
Хэлэлцүүлэг:
Эхний алхам бол NaCl давсны уусмал дахь электрод бүр дээр явагдах урвалуудыг бичих явдал юм.
– Катод дээр (бууруулах):
Энэ процесст уснаас H+ ионууд буурна:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \баруун сум H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Анод дээр (исэлдэлт):
Cl- ион нь исэлдэлтэд орж Cl2 хий болно:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Нийт урвал:
Тиймээс NaCl уусмалын электролизийн үед явагдах нийт урвал нь:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \баруун сум 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
1 грамм Cl2 үйлдвэрлэхэд шаардагдах цэнэгийг тооцоолохын тулд бид Cl2-ийн молийн тоог тодорхойлох хэрэгтэй.
\[ \text{Cl-ийн масс}_2 = 1 \text{ грамм} \]
\[ \text{Ar Cl}_2 = 2 \дахин 35.5 = 71 \text{ грамм/моль} \]
\[ \text{Cl-ийн молийн тоо}_2 = \frac{1}{71} \text{mol} \]
Анод дахь урвалын тэгшитгэл дээр үндэслэн 2 моль электроноос 1 моль Cl2 үүснэ:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Өөрөөр хэлбэл, 1 моль Cl2-д 2 моль электрон шаардлагатай.
Моль электронуудын тоо:
\[ \text{Электроны молийн тоо} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ мол} \]
Шаардлагатай цэнэгийг Фарадейгийн утгыг (F = 96485 C/моль e^-) ашиглан тооцоолж болно:
\[ Q = n \удаа F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{mol}\right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Дүгнэлт:
– Катод дахь урвал:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \баруун сум H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Анод дахь урвал:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– 1 грамм Cl2 үүсгэхэд шаардагдах нийт цэнэг нь 2718 C байна.
-
Жишээ 3: Нернстийн хамаарал ба стандарт бус нөхцөлүүд
Асуулт:
0.1 М мөнгөн ионы концентрацитай Ag/Ag+ электродууд болон 0.01 М концентрацитай Zn/Zn2+ электродуудаас бүрдсэн вольтын элементийн потенциалыг тооцоол. Стандарт электродын потенциал нь:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Хэлэлцүүлэг:
Эхний алхам бол явагдаж буй урвалуудыг бичих явдал юм:
– Анод (Zn) дээрх исэлдэлт:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Катод дахь бууралт (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag(s)} \]
Нийт урвал:
\[ \text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Нернстийн тэгшитгэл дээр үндэслэсэн:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{product}]}{[\text{reactant}]} \right) \]
Хаана:
\[ n = 2 \]
Эхлээд E^o_{\text{Sel}}-г тооцоолно уу:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Дараа нь өгөгдсөн концентраци дахь бодит эсийн потенциалыг тооцоолно уу:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Дүгнэлт:
– Анод ба катод дээр явагдах урвалууд ижил хэвээр байна
– Өгөгдсөн концентрацитай эсийн потенциал нь 1.56 В байна
Энэ нийтлэлд вольтын эсүүд, электролитийн эсүүдтэй холбоотой асуудлууд, Нернстийн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоолол хийх зэрэг электрохимийн хэд хэдэн төрлийн асуудлыг хэрхэн шийдвэрлэхийг харуулсан болно. Исэлдэн ангижрах урвалын зарчмуудыг бүрэн ойлгож, электрохимийн өгөгдлийг ашиглах чадвар нь эдгээр төрлийн асуудлыг амжилттай шийдвэрлэхэд чухал үүрэгтэй.
