Shembull i Pyetjeve të Diskutimit të Elektrokimisë
Elektrokimia është një degë e kimisë që studion marrëdhënien midis reaksioneve kimike dhe ndryshimeve në energjinë elektrike. Në elektrokimi, ekzistojnë dy koncepte kryesore: oksidimi (çlirimi i elektroneve) dhe reduktimi (fitimi i elektroneve). Këto procese mund të vërehen në dy lloje qelizash elektrokimike: qelizat voltaike (qelizat galvanike) dhe qelizat elektrolitike. Më poshtë janë disa shembuj problemesh dhe shpjegimet e tyre për t'ju ndihmuar të kuptoni elektrokiminë.
Shembull Pyetjeje 1: Qeliza Voltaike
Pyetje:
Jepet një qelizë voltaike me elektroda zinku (Zn) dhe bakri (Cu) të lidhura nëpërmjet një ure kripe. Zn zhytet në një tretësirë ZnSO4 1 M dhe Cu zhytet në një tretësirë CuSO4 1 M. Shkruani reaksionet që ndodhin në secilën elektrodë dhe llogaritni ndryshimin e potencialit (EMF) të qelizës voltaike. Të dhëna standarde të potencialit të elektrodës:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\tekst{Cu}^{2+}/\tekst{Cu}} = +0.34 \, \tekst{V} \]
Diskutim:
Hapi i parë është të përcaktohet reaksioni redoks që ndodh. Në një qelizë voltaike, ndodh një reaksion spontan redoks ku
– Zinku (Zn) i nënshtrohet oksidimit:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Bakri (Cu) pëson reduktim:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \djathtas arrow \text{Cu (s)} \]
Reaksioni total redoks në një qelizë voltaike është:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Tjetra, ne do të llogarisim ndryshimin e potencialit të qelizës:
\[ E_{\text{qelizë}} = E^o_{\text{katodë}} – E^o_{\text{anodë}} \]
Ku:
– Katoda është elektroda ku ndodh reduktimi (Cu).
– Anoda është elektroda ku ndodh oksidimi (Zn).
Kështu që,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
konkluzioni:
– Reaksioni që ndodh në anodë (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reaksioni që ndodh në katodë (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \djathtas arrow \text{Cu (s)} \]
– Diferenca e potencialit të qelizës (EMF): 1.10 V
-
Shembull Pyetjeje 2: Qelizë Elektrolitike
Pyetje:
Në elektrolizën e një tretësire NaCl, përcaktoni reaksionet që ndodhin në katodë dhe anodë nëse përdoret një elektrodë inerte, siç është platini (Pt). Llogaritni ngarkesën totale të nevojshme për të prodhuar 1 gram Cl2. (ArCl = 35.5)
Diskutim:
Hapi i parë është të shkruhen reaksionet që ndodhin në secilën elektrodë në tretësirën e kripës së NaCl-së.
– Në katodë (reduktim):
Në këtë proces, jonet H+ nga uji do të reduktohen:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \shigjeta djathtas H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Në anodë (oksidim):
Joni i Cl- do të oksidohet për t'u shndërruar në gaz Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \djathtas shigjetë Cl_2(g) + 2e^- \]
Reagimi total:
Pra, reaksioni i përgjithshëm që ndodh në elektrolizën e tretësirës së NaCl është:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \shigjeta djathtas 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Për të llogaritur ngarkesën e nevojshme për të prodhuar 1 gram Cl2, duhet të përcaktojmë numrin e moleve të Cl2:
Masa e Cl-së _2 = 1 gram
ArCl2 = 2 herë 35.5 = 71 gram/mol
\[ \text{Numri i moleve të Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{mol} \]
Bazuar në ekuacionin e reagimit në anodë, 1 mol Cl2 prodhohet nga 2 mol elektrone:
\[ 2Cl^- \shigjeta e djathtë Cl_2 + 2e^- \]
Me fjalë të tjera, 1 mol Cl2 kërkon 2 mol elektronesh.
Numri i moleve të elektroneve:
Numri i moleve të elektroneve = 2 herë \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{mol} \]
Ngarkesa e kërkuar mund të llogaritet duke përdorur vlerën e Faradeit (F = 96485 C/mol e^-):
Q = n herë F
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{mol}\right) \times 96485 \text{C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
konkluzioni:
– Reaksioni në katodë:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \shigjeta djathtas H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reagimi në anodë:
\[ 2Cl^-(aq) \djathtas shigjetë Cl_2(g) + 2e^- \]
– Ngarkesa totale e nevojshme për të prodhuar 1 gram Cl2 është 2718 C.
-
Shembulli 3: Marrëdhënia Nernst dhe Kushtet Jo-Standarde
Pyetje:
Llogaritni potencialin e një qelize voltaike të bërë nga elektroda Ag/Ag+ me një përqendrim të jonit të argjendit prej 0.1 M dhe elektroda Zn/Zn2+ me një përqendrim prej 0.01 M. Potenciali standard i elektrodës është:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Diskutim:
Hapi i parë është të shkruani reagimet që ndodhin:
– Oksidimi në anodë (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reduktimi në katodë (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Reagimi total:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Bazuar në ekuacionin e Nernstit:
\[ E_{\text{Qelizë}} = E^o_{\text{Qelizë}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produkt}]}{[\text{reaktant}]} \right) \]
Ku:
\[ n = 2 \]
Së pari, llogaritni E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Qelizë}} = 1.56 \, \text{V} \]
Më pas, llogaritni potencialin aktual të qelizës në përqendrimin e dhënë:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Qelizë}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Qelizë}} = 1.56 \, \text{V} \]
konkluzioni:
- Reaksionet që ndodhin në anodë dhe katodë mbeten të njëjta
– Potenciali i qelizës me një përqendrim të caktuar është 1.56 V
Ky artikull tregon se si të zgjidhen disa lloje problemesh në elektrokimi, duke përfshirë problemet që përfshijnë qelizat voltaike, qelizat elektrolitike dhe llogaritjet duke përdorur Ekuacionin e Nernstit. Një kuptim i plotë i parimeve që qëndrojnë pas reaksioneve redoks dhe aftësia për të përdorur të dhënat elektrokimike janë thelbësore për suksesin në zgjidhjen e këtyre llojeve të problemeve.
