Voorbeeldvragen ter bespreking van elektrochemische cellen: De basisprincipes van elektrochemie begrijpen aan de hand van voorbeeldvragen
Elektrochemie is een tak van de chemie die de relatie tussen chemische reacties en elektrische stroom bestudeert. In de elektrochemie worden vaak twee hoofdtypen cellen besproken: galvanische (of voltaïsche) cellen en elektrolytische cellen. Beide celtypen maken gebruik van redoxreacties om elektriciteit op te wekken of te gebruiken.
In dit artikel bespreken we enkele voorbeelden van elektrochemische cellen die ons begrip van dit concept zullen verdiepen.
1. Vraag: Galvanische cel
Laten we bijvoorbeeld een galvanische cel nemen die bestaat uit een zink (Zn) elektrode ondergedompeld in een ZnSO₄-oplossing en een koper (Cu) elektrode ondergedompeld in een CuSO₄-oplossing. Beschrijf de reacties die plaatsvinden bij elke elektrode, evenals de totale reactie in deze galvanische cel.
Discussie:
1. Reactie aan de zinkelektrode (anode, oxidatie):
Reactie: \( Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- \)
Hierbij wordt zink geoxideerd tot zinkionen (Zn²⁺) en komen er twee elektronen vrij.
2. Reactie aan de koperen elektrode (kathode, reductie):
Reactie: \( Cu^{2+}(aq) + 2e^- \pijl naar rechts Cu(s) \)
Hier nemen koperionen (Cu²⁺) twee elektronen op en worden gereduceerd tot vast koper (Cu).
3. Totale reactie in de galvanische cel:
Combineer deze twee halfreacties om de totale reactie te verkrijgen:
\( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)
Over het algemeen kan worden geconcludeerd dat in galvanische cellen de spontaniteit van redoxreacties wordt gebruikt om elektrische stroom op te wekken.
2. Vraag: Celpotentiaal
Gegeven de standaard reductiepotentiaal voor Zn²⁺/Zn = -0,76 V en Cu²⁺/Cu = +0,34 V, bereken de celpotentiaal van de eerder besproken galvanische cel.
Discussie:
De celpotentiaal (E°_cel) kan worden berekend met behulp van de volgende vergelijking:
\[
E°_{cel} = E°_{kathode} – E°_{anode}
\]
Dimana:
– De kathode is de elektrode waar reductie plaatsvindt (Cu²⁺/Cu met E° = +0.34 V)
– De anode is de elektrode waar oxidatie plaatsvindt (Zn²⁺/Zn met E° = -0.76 V)
\[
E°_{sel} = 0.34\, V – (-0.76\, V) = 0.34\, V + 0.76\, V = 1.10\, V
\]
Het celpotentiaal van de galvanische cel bedraagt dus 1,10 V.
3. Vraag: Elektrolytische cel
In een elektrolytische cel wordt een natriumchloride (NaCl)-oplossing bereid in de elektrolytische cel met inerte elektroden. Beschrijf de reacties die bij elke elektrode plaatsvinden.
Discussie:
In een elektrolytische cel wordt elektriciteit gebruikt om een niet-spontane reactie aan te drijven. In een elektrolytische cel met een NaCl-oplossing hebben we:
1. Reactie aan de kathode (reductie):
\[
2H_2O(l) + 2e^- \pijl naar rechts H_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
In de meeste verdunde NaCl-oplossingen zal water eerder gereduceerd worden dan natrium, omdat de reductiepotentiaal van water positiever is (-0.83 V) dan die van natrium (-2.71 V).
2. Reactie aan de anode (oxidatie):
\[
2Cl^-(aq) \pijl naar rechts Cl_2(g) + 2e^-
\]
Aan de anode worden chloride-ionen geoxideerd tot chloorgas.
3. Algemene reactie:
Combineer de reacties aan de kathode en de anode voor de totale reactie:
\[
2H_2O(l) + 2Cl^-(aq) \pijl naar rechts H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
Bij deze elektrolyse met zout water worden waterstofgas en chloorgas geproduceerd, samen met de basische oplossing (NaOH), als gevolg van de interactie van de ionen in de oplossing.
4. Vraag: De wetten van Faraday betreffende elektrolyse
Hoeveel gram koper slaat neer uit een CuSO₄-oplossing als er een stroom van 2 faraday door de oplossing wordt geleid?
Discussie:
De wet van Faraday stelt dat de hoeveelheid stof die tijdens elektrolyse op een elektrode wordt afgezet evenredig is met de hoeveelheid elektrische stroom die erdoorheen loopt. De massa van de stof (m) kan worden berekend met de volgende vergelijking:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
Dimana:
– \(m\) is de massa van de afgezette stof
– \(M\) is de molaire massa van de stof (voor Cu is M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) is de hoeveelheid elektrische lading (in coulomb, berekend als \(Q = n \cdot F\), waarbij n het aantal faradays is)
– \(n\) is het aantal mol elektronen dat bij de reactie betrokken is (voor Cu²⁺/Cu is n = 2)
– \(F\) is de constante van Faraday (96500 C/mol)
Met een stroomsterkte van 2 faraday:
\[
m = \frac{63.5\, g/mol \cdot 2 \cdot 96500\, C}{2 \cdot 96500\, C/mol}
\]
Vereenvoudig de vergelijking:
\[
m = 63.5 g
\]
Het resultaat was dat door middel van deze elektrolyse 63.5 gram koper werd afgezet.
conclusie
Om elektrochemische cellen te begrijpen, is kennis van redoxreacties, celpotentiaalberekeningen en elektrochemische stoichiometrie vereist. Het begrijpen van voorbeeldproblemen zoals het bovenstaande is nuttig om de basisconcepten en hun toepassing in verschillende soorten elektrochemische cellen te verduidelijken. Oefen ten slotte met diverse problemen om dit begrip te verdiepen, met name voor zowel theoretische als praktische toepassingen in verschillende wetenschappelijke en industriële vakgebieden.
