Primer vprašanj za razpravo o elektrokemiji
Elektrokemija je veja kemije, ki preučuje razmerje med kemijskimi reakcijami in spremembami električne energije. V elektrokemiji obstajata dva glavna koncepta: oksidacija (sproščanje elektronov) in redukcija (pridobivanje elektronov). Te procese lahko opazujemo v dveh vrstah elektrokemijskih celic: galvanskih celicah in elektrolitskih celicah. Spodaj je nekaj primerov problemov in njihovih razlag, ki vam bodo pomagale razumeti elektrokemijo.
Primer vprašanja 1: Voltaična celica
Vprašanje:
Glede na to, da imata cinkovi (Zn) in bakreni (Cu) elektrodi sončni tok, povezani s solnim mostičkom, je Zn potopljen v 1 M raztopino ZnSO4, Cu pa v 1 M raztopino CuSO4. Zapišite reakcije, ki se odvijajo na vsaki elektrodi, in izračunajte potencialno razliko (EMF) sončnega tok. Standardni podatki o potencialu elektrod:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Razprava:
Prvi korak je določitev redoks reakcije, ki se pojavi. V galvanični celici pride do spontane redoks reakcije, kjer
– Cink (Zn) se oksidira:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Baker (Cu) se reducira:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Skupna redoks reakcija v galvanični celici je:
\[ \text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
Nato bomo izračunali potencialno razliko celic:
\[ E_{\text{celica}} = E^o_{\text{katoda}} – E^o_{\text{anoda}} \]
Dimana:
– Katoda je elektroda, kjer pride do redukcije (Cu).
– Anoda je elektroda, kjer pride do oksidacije (Zn).
tako da,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Zaključek:
– Reakcija, ki se pojavi na anodi (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reakcija, ki se pojavi na katodi (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Potencialna razlika celic (EMF): 1.10 V
-
Primer vprašanja 2: Elektrolitska celica
Vprašanje:
Pri elektrolizi raztopine NaCl navedite reakcije, ki se odvijajo na katodi in anodi, če uporabimo inertno elektrodo, kot je platina (Pt). Izračunajte skupni naboj, potreben za proizvodnjo 1 grama Cl2. (Ar Cl = 35.5)
Razprava:
Prvi korak je zapis reakcij, ki se pojavijo na vsaki elektrodi v raztopini soli NaCl.
– Na katodi (redukcija):
V tem procesu se bodo H+ ioni iz vode reducirali:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Na anodi (oksidacija):
Ion Cl- se bo oksidiral in postal plin Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Skupna reakcija:
Torej je celotna reakcija, ki se pojavi pri elektrolizi raztopine NaCl, naslednja:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Za izračun naboja, potrebnega za proizvodnjo 1 grama Cl2, moramo določiti število molov Cl2:
\[ \text{Masa Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gram/mol} \]
\[ \text{Število molov Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Na podlagi reakcijske enačbe na anodi se iz 2 molov elektronov proizvede 1 mol Cl2:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Z drugimi besedami, 1 mol Cl2 zahteva 2 mola elektronov.
Število molov elektronov:
\[ \text{Število molov elektronov} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Zahtevani naboj lahko izračunamo z uporabo Faradayeve vrednosti (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \krat F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{ mol}\right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Zaključek:
– Reakcija na katodi:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reakcija na anodi:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Skupni naboj, potreben za proizvodnjo 1 grama Cl2, je 2718 C.
-
Primer 3: Nernstova relacija in nestandardni pogoji
Vprašanje:
Izračunajte potencial galvanične celice, izdelane iz Ag/Ag+ elektrod s koncentracijo srebrovih ionov 0.1 M in Zn/Zn2+ elektrod s koncentracijo 0.01 M. Standardni elektrodni potencial je:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Razprava:
Prvi korak je zapis reakcij, ki se pojavijo:
– Oksidacija na anodi (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Redukcija na katodi (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Skupna reakcija:
\[ \text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Na podlagi Nernstove enačbe:
\[ E_{\text{Celica}} = E^o_{\text{Celica}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produkt}]}{[\text{reaktant}]} \right) \]
Dimana:
\[n = 2 \]
Najprej izračunamo E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Nato izračunajte dejanski celični potencial pri dani koncentraciji:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Zaključek:
– Reakcije, ki se odvijajo na anodi in katodi, ostanejo enake
– Celični potencial pri dani koncentraciji je 1.56 V
Ta članek prikazuje, kako rešiti več vrst problemov v elektrokemiji, vključno s problemi, ki vključujejo galvanične celice, elektrolitske celice in izračune z uporabo Nernstove enačbe. Temeljito razumevanje načel redoks reakcij in sposobnost uporabe elektrokemijskih podatkov sta bistvena za uspešno reševanje tovrstnih problemov.
