Voorbeelden van discussievragen over elektrochemie
Elektrochemie is een tak van de scheikunde die de relatie tussen chemische reacties en veranderingen in elektrische energie bestudeert. Binnen de elektrochemie zijn er twee hoofdconcepten: oxidatie (het vrijkomen van elektronen) en reductie (het opnemen van elektronen). Deze processen kunnen worden waargenomen in twee soorten elektrochemische cellen: galvanische cellen en elektrolytische cellen. Hieronder vindt u enkele voorbeeldopgaven met uitleg om u te helpen elektrochemie te begrijpen.
Voorbeeldvraag 1: Voltaïsche cel
Vraag:
Gegeven een galvanische cel met zink (Zn) en koper (Cu) elektroden die verbonden zijn door een zoutbrug. Zn wordt ondergedompeld in een 1 M ZnSO4-oplossing en Cu wordt ondergedompeld in een 1 M CuSO4-oplossing. Beschrijf de reacties die bij elke elektrode plaatsvinden en bereken het potentiaalverschil (EMK) van de galvanische cel. Standaard elektrodepotentiaalgegevens:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Discussie:
De eerste stap is het bepalen van de redoxreactie die plaatsvindt. In een galvanische cel vindt een spontane redoxreactie plaats waarbij
– Zink (Zn) ondergaat oxidatie:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Koper (Cu) ondergaat reductie:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
De totale redoxreactie in een galvanische cel is:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Vervolgens berekenen we het potentiaalverschil van de cel:
\[ E_{\text{cel}} = E^o_{\text{kathode}} – E^o_{\text{anode}} \]
Dimana:
– De kathode is de elektrode waar reductie (Cu) plaatsvindt.
– De anode is de elektrode waar oxidatie (Zn) plaatsvindt.
Zodat,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Conclusie:
– De reactie die plaatsvindt aan de anode (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– De reactie die plaatsvindt aan de kathode (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Celpotentiaalverschil (EMF): 1.10 V
-
Voorbeeldvraag 2: Elektrolytische cel
Vraag:
Beschrijf de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode bij de elektrolyse van een NaCl-oplossing als een inerte elektrode, zoals platina (Pt), wordt gebruikt. Bereken de totale lading die nodig is om 1 gram Cl2 te produceren. (Ar Cl = 35.5)
Discussie:
De eerste stap is het opschrijven van de reacties die plaatsvinden bij elke elektrode in de NaCl-zoutoplossing.
– Aan de kathode (reductie):
Tijdens dit proces worden H+ ionen uit water gereduceerd:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \pijl naar rechts H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Aan de anode (oxidatie):
Het Cl⁻-ion ondergaat oxidatie en wordt Cl₂-gas.
\[ 2Cl^-(aq) \pijl naar rechts Cl_2(g) + 2e^- \]
Totale reactie:
De totale reactie die plaatsvindt bij de elektrolyse van een NaCl-oplossing is dus:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \pijl naar rechts 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Om de benodigde lading voor de productie van 1 gram Cl2 te berekenen, moeten we het aantal mol Cl2 bepalen:
\[ \text{Massa van Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
\[ \text{Ar Cl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gram/mol} \]
\[ \text{Aantal mol Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Volgens de reactievergelijking aan de anode wordt 1 mol Cl2 geproduceerd uit 2 mol elektronen:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Met andere woorden: 1 mol Cl2 vereist 2 mol elektronen.
Aantal mol elektronen:
\[ \text{Aantal mol elektronen} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
De benodigde lading kan worden berekend met behulp van de Faraday-waarde (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \times F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{ mol}\right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Conclusie:
– Reactie aan de kathode:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \pijl naar rechts H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reactie aan de anode:
\[ 2Cl^-(aq) \pijl naar rechts Cl_2(g) + 2e^- \]
De totale lading die nodig is om 1 gram Cl2 te produceren, bedraagt 2718 C.
-
Voorbeeld 3: De relatie van Nernst en niet-standaardvoorwaarden
Vraag:
Bereken de potentiaal van een galvanische cel gemaakt van Ag/Ag+-elektroden met een zilverionenconcentratie van 0.1 M en Zn/Zn2+-elektroden met een concentratie van 0.01 M. De potentiaal van de standaardelektrode is:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Discussie:
De eerste stap is het opschrijven van de reacties die optreden:
– Oxidatie aan de anode (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reductie aan de kathode (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Totale reactie:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Gebaseerd op de Nernst-vergelijking:
\[ E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{product}]}{[\text{reactant}]} \right) \]
Dimana:
\[ n = 2 \]
Bereken eerst E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Bereken vervolgens de werkelijke celpotentiaal bij de gegeven concentratie:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Conclusie:
– De reacties die plaatsvinden aan de anode en de kathode blijven hetzelfde
– De celpotentiaal bij een gegeven concentratie is 1.56 V
Dit artikel laat zien hoe verschillende soorten problemen in de elektrochemie opgelost kunnen worden, waaronder problemen met galvanische cellen, elektrolytische cellen en berekeningen met behulp van de Nernst-vergelijking. Een grondig begrip van de principes achter redoxreacties en de vaardigheid om elektrochemische gegevens te gebruiken zijn essentieel voor het succesvol oplossen van dit soort problemen.
