Primeri vprašanj Razprava o elektrokemijskih celicah: Razumevanje osnov elektrokemije s pomočjo primerov vprašanj
Elektrokemija je veja kemije, ki preučuje odnos med kemijskimi reakcijami in električnim tokom. V elektrokemiji pogosto razpravljamo o dveh glavnih vrstah celic: galvanskih (ali voltaičnih) celicah in elektrolitskih celicah. Obe vrsti celic uporabljata redoks reakcije za proizvodnjo ali uporabo električne energije.
V tem članku bomo obravnavali nekaj primerov elektrokemijskih celic, ki nam bodo pomagale poglobiti razumevanje tega koncepta.
1. Vprašanje: Galvanska celica
Na primer, vzemimo galvanski člen, ki ga sestavljata cinkova (Zn) elektroda, potopljena v raztopino ZnSO₄, in bakrena (Cu) elektroda, potopljena v raztopino CuSO₄. Zapišite reakcije, ki se odvijajo na vsaki elektrodi, kot tudi celotno reakcijo v tem galvanskem členu.
Razprava:
1. Reakcija na cinkovi elektrodi (anoda, oksidacija):
Reakcija: \(Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- \)
Tu se cink oksidira v cinkov ion (Zn²⁺) in sprosti dva elektrona.
2. Reakcija na bakreni elektrodi (katoda, redukcija):
Reakcija: \( Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) \)
Tukaj bakrovi ioni (Cu²⁺) sprejmejo dva elektrona in se reducirajo v trdni baker (Cu).
3. Celotna reakcija v galvanskem členu:
Združite ti dve polreakciji, da dobite celotno reakcijo:
\( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)
Na splošno lahko sklepamo, da se v galvanskih členih spontanost redoks reakcij izkorišča za proizvodnjo električnega toka.
2. Vprašanje: Celični potencial
Glede na standardni redukcijski potencial za Zn²⁺/Zn = -0,76 V in Cu²⁺/Cu = +0,34 V. Izračunajte potencial galvanskega člena, o katerem smo govorili prej.
Razprava:
Celični potencial (E°_cell) lahko izračunamo z enačbo:
\[
E°_{celica} = E°_{katoda} – E°_{anoda}
\]
Dimana:
– Katoda je elektroda, kjer pride do redukcije (Cu²⁺/Cu z E° = +0.34 V)
– Anoda je elektroda, kjer poteka oksidacija (Zn²⁺/Zn z E° = -0.76 V)
\[
E°_{sel} = 0.34\, V – (-0.76\, V) = 0.34\, V + 0.76\, V = 1.10\, V
\]
Torej je potencial celice galvanske celice 1,10 V.
3. Vprašanje: Elektrolitska celica
V elektrolitski celici se v elektrolitski celici z inertnimi elektrodami pripravi raztopina natrijevega klorida (NaCl). Zapišite reakcije, ki se odvijajo na vsaki elektrodi.
Razprava:
V elektrolitski celici se elektrika uporablja za pogon nespontane reakcije. V elektrolitski celici z raztopino NaCl imamo:
1. Reakcija na katodi (redukcija):
\[
2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
V večini razredčenih raztopin NaCl se bo voda reducirala pred natrijem, ker je redukcijski potencial vode bolj pozitiven (-0.83 V) kot natrija (-2.71 V).
2. Reakcija na anodi (oksidacija):
\[
2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-
\]
Na anodi se kloridni ioni oksidirajo v klor.
3. Splošna reakcija:
Za celotno reakcijo združite reakcije na katodi in anodi:
\[
2H_2O(l) + 2Cl^-(aq) \rightarrow H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
Pri tej elektrolizi slane vode se zaradi interakcije ionov v raztopini skupaj z bazično raztopino (NaOH) proizvajata vodikov plin in klor.
4. Vprašanje: Faradayevi zakoni elektrolize
Koliko gramov bakra se izloči iz raztopine CuSO₄, če skoznjo steče tok dolžine 2 faradayev?
Razprava:
Faradayev zakon pravi, da je količina snovi, ki se med elektrolizo odloži na elektrodi, sorazmerna s količino električnega toka, ki teče skozenj. Maso snovi (m) lahko izračunamo z enačbo:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
Dimana:
– \(m\) je masa odložene snovi
– \(M\) je molska masa snovi (za Cu, M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) je količina električnega naboja (v kulonih, izračunana kot \(Q = n \cdot F\), kjer je n število faradajev)
– \(n\) je število molov elektronov, vključenih v reakcijo (za Cu²⁺/Cu, n = 2)
– \(F\) je Faradayeva konstanta (96500 C/mol)
Z 2 faradayevim tokom:
\[
m = 63.5 g/mol 2 × 96500 C}{2 × 96500 C/mol
\]
Poenostavite enačbo:
\[
m = 63.5 g
\]
Rezultat je bil, da se je s to elektrolizo odložilo 63.5 grama bakra.
Zaključek
Razumevanje elektrokemijskih celic zahteva poznavanje redoks reakcij, izračunov celičnega potenciala in elektrokemijske stehiometrije. Razumevanje primerov problemov, kot je zgornji, je koristno za razjasnitev osnovnih konceptov in njihove uporabe v različnih vrstah elektrokemijskih celic. Na koncu nadaljujte z vadbo različnih problemov, da poglobite to razumevanje, zlasti tako za teoretično kot praktično uporabo na različnih področjih znanosti in industrije.
