Пример питања Дискусија о електрохемијским ћелијама: Разумевање основа електрохемије кроз примере питања
Електрохемија је грана хемије која проучава везу између хемијских реакција и електричне струје. У електрохемији се често разматрају две главне врсте ћелија: галванске (или волтаичне) ћелије и електролитичке ћелије. Обе врсте ћелија користе редокс реакције за генерисање или коришћење електричне енергије.
У овом чланку ћемо размотрити неке примере електрохемијских ћелија који ће нам помоћи да продубимо разумевање овог концепта.
1. Питање: Галванска ћелија
На пример, узмимо галванску ћелију која се састоји од цинкове (Zn) електроде умочене у раствор ZnSO₄ и бакарне (Cu) електроде умочене у раствор CuSO₄. Запишите реакције које се дешавају на свакој електроди, као и укупну реакцију у овој галванској ћелији.
пембахасан:
1. Реакција на цинковој електроди (анода, оксидација):
Реакција: \( Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- \)
Овде се цинк оксидује у цинков јон (Zn²⁺) и ослобађа два електрона.
2. Реакција на бакарној електроди (катода, редукција):
Реакција: \( Цу^{2+}(ак) + 2е^- \ригхтарров Цу(с) \)
Овде, јони бакра (Cu²⁺) прихватају два електрона и редукују се до чврстог бакра (Cu).
3. Укупна реакција у галванској ћелији:
Спојите ове две полуреакције да бисте добили укупну реакцију:
\( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)
Генерално, може се закључити да се у галванским ћелијама спонтаност редокс реакција користи за производњу електричне струје.
2. Питање: Ћелијски потенцијал
Дат је стандардни редукциони потенцијал за Zn²⁺/Zn = -0,76 V и Cu²⁺/Cu = +0,34 V. Израчунајте потенцијал галванске ћелије о којој је раније било речи.
пембахасан:
Ћелијски потенцијал (E°_cell) може се израчунати помоћу једначине:
\[
Е°_{ћелија} = Е°_{катода} – Е°_{анода}
\]
Димана:
– Катода је електрода на којој се одвија редукција (Cu²⁺/Cu са E° = +0.34 V)
– Анода је електрода где се одвија оксидација (Zn²⁺/Zn са E° = -0.76 V)
\[
Е°_{сел} = 0.34\, В – (-0.76\, В) = 0.34\, В + 0.76\, В = 1.10\, В
\]
Дакле, потенцијал галванске ћелије је 1,10 V.
3. Питање: Електролитичка ћелија
У електролитичкој ћелији, раствор натријум хлорида (NaCl) се припрема унутар електролитичке ћелије са инертним електродама. Напишите реакције које се одвијају на свакој електроди.
пембахасан:
У електролитичкој ћелији, електрична енергија се користи за покретање неспонтане реакције. У електролитичкој ћелији са раствором NaCl, имамо:
1. Реакција на катоди (редукција):
\[
2Х_2О(л) + 2е^- \ригхтарров Х_2(г) + 2ОХ^-(ак)
\]
У већини разблажених раствора NaCl, вода ће се редуковати пре натријума јер је редукциони потенцијал воде позитивнији (-0.83 V) него натријума (-2.71 V).
2. Реакција на аноди (оксидација):
\[
2Цл^-(ак) \ригхтарров Цл_2(г) + 2е^-
\]
На аноди, хлоридни јони се оксидују у гасовити хлор.
3. Укупна реакција:
Комбинујте реакције на катоди и аноди да бисте добили укупну реакцију:
\[
2Х_2О(л) + 2Цл^-(ак) \ригхтарров Х_2(г) + Цл_2(г) + 2ОХ^-(ак)
\]
У овој електролизи слане воде, водоник и хлор се производе заједно са базним раствором (NaOH) због интеракције јона у раствору.
4. Питање: Фарадејеви закони електролизе
Колико грама бакра се исталожи из раствора CuSO₄ ако се кроз раствор пропусти струја од 2 фарада?
пембахасан:
Фарадејев закон каже да је количина супстанце која се таложи на електроди током електролизе пропорционална количини електричне струје која је прошла кроз њу. Маса супстанце (m) може се израчунати помоћу једначине:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
Димана:
– \(m\) је маса наталожене супстанце
– \(M\) је моларна маса супстанце (за Cu, M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) је количина електричног наелектрисања (у кулонима, израчуната као \(Q = n \cdot F\), где је n број фарадеја)
– \(n\) је број молова електрона укључених у реакцију (за Cu²⁺/Cu, n = 2)
– \(F\) је Фарадејева константа (96500 C/mol)
Са струјом од 2 фарадеја:
\[
m = 63.5 г/мол 2 96500 C}{2 96500 C/мол
\]
Поједноставите једначину:
\[
m = 63.5\, г
\]
Резултат је био да је овом електролизом наталожено 63.5 грама бакра.
Закључак
Разумевање електрохемијских ћелија захтева познавање редокс реакција, прорачуна ћелијског потенцијала и електрохемијске стехиометрије. Разумевање примера проблема попут горе наведеног је корисно за разјашњавање основних концепата и њихове примене у различитим типовима електрохемијских ћелија. На крају, наставите да вежбате са различитим проблемима како бисте продубили ово разумевање, посебно за теоријске и практичне примене у различитим областима науке и индустрије.
