Exempel på diskussionsfrågor för elektrokemi
Elektrokemi är en gren inom kemin som studerar sambandet mellan kemiska reaktioner och förändringar i elektrisk energi. Inom elektrokemin finns det två huvudbegrepp: oxidation (frisättning av elektroner) och reduktion (tillskott av elektroner). Dessa processer kan observeras i två typer av elektrokemiska celler: voltaiska celler (galvaniska celler) och elektrolytiska celler. Nedan följer några exempelproblem och deras förklaringar som hjälper dig att förstå elektrokemi.
Exempelfråga 1: Voltaisk cell
Fråga:
Givet en voltaisk cell med zink- (Zn) och koppar- (Cu) elektroder anslutna via en saltbrygga. Zn doppas i en 1 M ZnSO4-lösning och Cu doppas i en 1 M CuSO4-lösning. Skriv ner reaktionerna som sker vid varje elektrod och beräkna potentialskillnaden (EMF) för den voltaiska cellen. Standardelektrodpotentialdata:
[E^o_{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Diskussion:
Det första steget är att bestämma den redoxreaktion som sker. I en voltaisk cell sker en spontan redoxreaktion där
– Zink (Zn) oxideras:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Koppar (Cu) genomgår reduktion:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \högerpil \text{Cu (s)} \]
Den totala redoxreaktionen i en voltaisk cell är:
[\text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu(s)} \]
Härnäst ska vi beräkna cellens potentialskillnad:
\[ E_{\text{cell}} = E^o_{\text{katod}} – E^o_{\text{anod}} \]
Dimana:
– Katoden är elektroden där reduktion (Cu) sker.
– Anoden är elektroden där oxidation (Zn) sker.
Så att,
[E_{\text{selektion} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
[E_{\text{selj}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Slutsats:
– Reaktionen som sker vid anoden (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reaktionen som sker vid katoden (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \högerpil \text{Cu (s)} \]
– Cellpotentialskillnad (EMF): 1.10 V
-
Exempelfråga 2: Elektrolytisk cell
Fråga:
Vid elektrolys av en NaCl-lösning, ange de reaktioner som sker vid katoden och anoden om en inert elektrod, såsom platina (Pt), används. Beräkna den totala laddningen som krävs för att producera 1 gram Cl2. (ArCl = 35.5)
Diskussion:
Det första steget är att skriva ner de reaktioner som sker vid varje elektrod i NaCl-saltlösningen.
– Vid katoden (reduktion):
I denna process kommer H+-joner från vatten att reduceras:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \högerpil H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Vid anoden (oxidation):
Cl-jonen kommer att genomgå oxidation för att bli Cl2-gas:
\[ 2Cl^-(aq) \högerpil Cl_2(g) + 2e^- \]
Total reaktion:
Så den totala reaktionen som sker vid elektrolysen av NaCl-lösning är:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \högerpil 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
För att beräkna laddningen som krävs för att producera 1 gram Cl2 måste vi bestämma antalet mol Cl2:
\[ \text{Massa av Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
[ArCl₂ = 2 × 35.5 = 71 gram/mol]
\[ \text{Antal mol Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Baserat på reaktionsekvationen vid anoden produceras 1 mol Cl2 från 2 mol elektroner:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Med andra ord kräver 1 mol Cl2 2 mol elektroner.
Antal mol elektroner:
\[ \text{Antal mol elektroner} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Den erforderliga laddningen kan beräknas med Faradays värde (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \× F \]
[Q = (2/71 mol) × 96485 C/mol]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Slutsats:
– Reaktion vid katoden:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \högerpil H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reaktion vid anoden:
\[ 2Cl^-(aq) \högerpil Cl_2(g) + 2e^- \]
– Den totala laddningen som krävs för att producera 1 gram Cl2 är 2718 C.
-
Exempel 3: Nernst-relationen och icke-standardiserade villkor
Fråga:
Beräkna potentialen för en voltaisk cell tillverkad av Ag/Ag+-elektroder med en silverjonkoncentration på 0.1 M och Zn/Zn2+-elektroder med en koncentration på 0.01 M. Standardelektrodpotentialen är:
[E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
[E^o_{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Diskussion:
Det första steget är att skriva ner de reaktioner som inträffar:
– Oxidation vid anoden (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reduktion vid katoden (Ag):
[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Total reaktion:
[\text{Zn(s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag(s)} \]
Baserat på Nernst-ekvationen:
[E_{\text{Cell}} = E^o_{\text{Cell}} – (\frac{0.0592}{n}) \log (\frac{[\text{produkt}]}{[\text{reaktant}]})]
Dimana:
\[n = 2 \]
Beräkna först 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}) \]
\[ E^o_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Beräkna sedan den faktiska cellpotentialen vid den givna koncentrationen:
[E_{Sel}} = 1.56, V – (0.0592}{2) log([Zn^2+]}{[Ag^+]^2)]
[E_{Sel}} = 1.56, V – (\frac{0.0592}{2}) \log(\frac{0.01}{(0.1)^2)]
[E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cell}} = 1.56 \, \text{V} \]
Slutsats:
– Reaktionerna som sker vid anoden och katoden förblir desamma
– Cellpotentialen med en given koncentration är 1.56 V
Den här artikeln visar hur man löser flera typer av problem inom elektrokemi, inklusive problem som involverar voltaiska celler, elektrolytiska celler och beräkningar med hjälp av Nernsts ekvation. En grundlig förståelse av principerna bakom redoxreaktioner och förmågan att använda elektrokemiska data är avgörande för att lyckas lösa dessa typer av problem.
