Exemplu de întrebări pentru discuții în electrochimie
Electrochimia este o ramură a chimiei care studiază relația dintre reacțiile chimice și modificările energiei electrice. În electrochimie, există două concepte principale: oxidarea (eliberarea de electroni) și reducerea (câștigarea de electroni). Aceste procese pot fi observate în două tipuri de celule electrochimice: celule voltaice (celule galvanice) și celule electrolitice. Mai jos sunt câteva exemple de probleme și explicațiile lor pentru a vă ajuta să înțelegeți electrochimia.
Exemplu de întrebare 1: Pilă voltaică
Întrebare:
Se dă o celulă voltaică cu electrozi de zinc (Zn) și cupru (Cu) conectați printr-o punte salină. Zn este scufundat într-o soluție 1 M de ZnSO4, iar Cu este scufundat într-o soluție 1 M de CuSO4. Scrieți reacțiile care au loc la fiecare electrod și calculați diferența de potențial (EMF) a celulei voltaice. Datele potențialului standard al electrodului:
Eo_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76, \text{V}
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Pembahasan:
Primul pas este determinarea reacției redox care are loc. Într-o celulă voltaică, o reacție redox spontană are loc atunci când
– Zincul (Zn) suferă oxidare:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Cuprul (Cu) suferă o reducere:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Reacția redox totală într-o celulă voltaică este:
\[ \text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
În continuare, vom calcula diferența de potențial a celulei:
\[ E_{\text{celulă}} = E^o_{\text{catod}} – E^o_{\text{anod}} \]
Dimana:
Catodul este electrodul unde are loc reducerea (Cu).
Anodul este electrodul unde are loc oxidarea (Zn).
Astfel încât,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \text{V} – (-0.76 \text{V}) \]
E_{\text{sel}} = 0.34, \text{V} + 0.76, \text{V} = 1.10, \text{V}]
Concluzie:
– Reacția care are loc la anod (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reacția care are loc la catod (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Diferența de potențial a celulei (EMF): 1.10 V
-
Exemplul de întrebare 2: Celula electrolitică
Întrebare:
În electroliza unei soluții de NaCl, indicați reacțiile care au loc la catod și anod dacă se utilizează un electrod inert, cum ar fi platina (Pt). Calculați sarcina totală necesară pentru a produce 1 gram de Cl2. (ArCl = 35.5)
Pembahasan:
Primul pas este să scriem reacțiile care au loc la fiecare electrod din soluția de sare de NaCl.
– La catod (reducere):
În acest proces, ionii de H+ din apă vor fi reduși:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– La anod (oxidare):
Ionul de Cl- va suferi o oxidare pentru a deveni Cl2 gazos:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Reacție totală:
Deci, reacția totală care are loc în electroliza soluției de NaCl este:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Pentru a calcula sarcina necesară pentru a produce 1 gram de Cl2, trebuie să determinăm numărul de moli de Cl2:
\[ \text{Masa de Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 × 35.5 = 71 \text{ gram/mol} \]
\[ \text{Numărul de moli de Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Pe baza ecuației reacției de la anod, 1 mol de Cl2 este produs din 2 moli de electroni:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Cu alte cuvinte, 1 mol de Cl2 necesită 2 moli de electroni.
Numărul de moli de electroni:
Numărul de moli de electroni = 2 × 1/71 = 2/71 mol
Sarcina necesară poate fi calculată folosind valoarea Faraday (F = 96485 C/mol e^-):
Q = n × F
Q = (2/71 mol) × 96485 C/mol
Q = 2718 C
Concluzie:
– Reacție la catod:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reacție la anod:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Sarcina totală necesară pentru a produce 1 gram de Cl2 este de 2718 C.
-
Exemplul 3: Relația Nernst și condițiile non-standard
Întrebare:
Calculați potențialul unei celule voltaice realizate din electrozi Ag/Ag+ cu o concentrație de ioni de argint de 0.1 M și electrozi Zn/Zn2+ cu o concentrație de 0.01 M. Potențialul standard al electrodului este:
E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \text{V}
Eo_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76, \text{V}
Pembahasan:
Primul pas este să scriem reacțiile care au loc:
– Oxidare la anod (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reducere la catod (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag(s)} \]
Reacție totală:
\[ \text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Pe baza ecuației lui Nernst:
\[ E_{\text{Celula}} = E^o_{\text{Celula}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log left( \frac{[\text{produs}]}{[\text{reactiv}]} \right) \]
Dimana:
\[n = 2\]
Mai întâi, calculează E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \text{V} – (-0.76 \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Celula}} = 1.56 \, \text{V} \]
Apoi, calculați potențialul celular real la concentrația dată:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \text{V} – 0.0296 \log left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Celula}} = 1.56 \, \text{V} \]
Concluzie:
Reacțiile care au loc la anod și catod rămân aceleași
– Potențialul celulei cu o concentrație dată este de 1.56 V
Acest articol arată cum se rezolvă mai multe tipuri de probleme în electrochimie, inclusiv probleme care implică celule voltaice, celule electrolitice și calcule folosind ecuația Nernst. O înțelegere aprofundată a principiilor din spatele reacțiilor redox și capacitatea de a utiliza date electrochimice sunt esențiale pentru succesul în rezolvarea acestor tipuri de probleme.
