ኤሌክትሮኬሚስትሪ፦ የሴል ፖቴንሻሎች፣ ነፃ ኃይልና የነርንስት እኩልታ

በጋልቫኒክ ሴል ውስጥ፦ አኖድ፣ ካቶድና የጨው ድልድይ

ጋልቫኒክ (ቮልታዊ) ሴል በራሱ የሚካሄድ የሪዶክስ ምላሽን ወደ ኤሌክትሪክ ሥራ ይቀይራል። በታወቀው የዚንክ–መዳብ ሴል ውስጥ የዚንክ ቁራጭ በZn²⁺ መፍትሔ ውስጥ፣ የመዳብ ቁራጭ ደግሞ በCu²⁺ መፍትሔ ውስጥ ይቀመጣል። ዚንክ ኦክሳይድ ይሆናል፣ Zn → Zn²⁺ + 2e⁻፤ ኤሌክትሮኖቹም በሽቦው በኩል ወደ መዳቡ ቁራጭ ይጓዛሉ፤ በዚያም Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu።

ኦክሳይድ ሁልጊዜ የሚካሄደው በአኖድ፣ ቅነሳ ደግሞ በካቶድ ነው። በጋልቫኒክ ሴል ውስጥ አኖዱ ኤሌክትሮኖችን ወደ ሽቦው ስለሚለቅ አሉታዊው ኤሌክትሮድ ነው። ብዙውን ጊዜ በKNO₃ መፍትሔ የሚሞላ የጨው ድልድይ አንዳቸውም የተጣራ ክፍያ እንዳያከማቹ አዮኖች በሁለቱ ቢከሮች መካከል እንዲንቀሳቀሱ ያስችላል። ያለ እሱ ጅረቱ ወዲያውኑ ማለት ይቻላል ይቆማል።

የሴል ምልክት አጻጻፍ አኖዱን በግራ፣ ካቶዱን በቀኝ ይዘረዝራል፦ Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)። ነጠላ መስመር የደረጃ ድንበርን፣ ድርብ መስመሩ ደግሞ የጨው ድልድዩን ያመለክታል። አንድ የግማሽ ምላሽ ጠጣር ብረት ከሌለው እንደ ፕላቲነም ያለ ምላሽ የማይሰጥ ኤሌክትሮድ በውጨኛው ጫፍ ላይ ይጻፋል።

የመደበኛ የቅነሳ ፖቴንሻሎች ሠንጠረዥን ማንበብ

እያንዳንዱ የግማሽ ምላሽ በትክክል 0 V ከተመደበለት መደበኛ የሃይድሮጂን ኤሌክትሮድ አንጻር የሚለካ መደበኛ የቅነሳ ፖቴንሻል፣ E°፣ ያገኛል። መደበኛ ሁኔታዎች ለተሟሙ ንጥረ ነገሮች 1 M፣ ለጋዞች 1 bar፣ በአብዛኞቹ ሠንጠረዦች ደግሞ 25 °C ናቸው። እያንዳንዱ ግቤት እንደ ቅነሳ ይጻፋል።

E° ይበልጥ አዎንታዊ በሆነ ቁጥር ኦክሳይድ የሆነው ቅርፅ ኤሌክትሮኖችን ይበልጥ አጥብቆ ይስባል። በ+2.866 V ያለው F₂ በአባሪ L ውስጥ በጣም ጠንካራው የተለመደ ኦክሳይድ አድራጊ ወኪል ነው። በ−3.04 V ያለው Li⁺ ለመቀነስ በጣም አስቸጋሪው አዮን ነው፤ ስለዚህ የሊቲየም ብረት በጣም ጠንካራ ቅነሳ አድራጊ ወኪል ነው። ከታች ጥቅም ላይ የዋሉ የአባሪ L እሴቶች፦ Ag⁺/Ag +0.7996 V፣ Cu²⁺/Cu +0.337 V፣ Ni²⁺/Ni −0.257 V እና Zn²⁺/Zn −0.7618 V።

የተሠራ ምሳሌ፦ ለዚንክ–መዳብ ሴል E°cell

E°cell = E°cathode − E°anodeን ይጠቀሙ፤ ሁለቱም እሴቶች በቅነሳ ሠንጠረዡ እንደተጻፉ ይወሰዳሉ። መዳብ ይበልጥ አዎንታዊ E° ስላለው ይቀነሳል፤ ካቶዱም እሱ ነው። E°cell = +0.337 V − (−0.7618 V) = +1.099 V፤ 0.337 ሦስት የአስርዮሽ ቦታዎች ስላሉት በሦስት የአስርዮሽ ቦታዎች ይገለጻል።

አዎንታዊ E°cell ምላሹ እንደተጻፈው በመደበኛ ሁኔታዎች በራሱ የሚካሄድ መሆኑን ያሳያል። ኤሌክትሮዶቹን በተሳሳተ መንገድ ቢመርጡ −1.099 V ያገኙ ነበር። ያ በራሱ የሚካሄደው ተገላቢጦሹ ምላሽ መሆኑን ይነግርዎታል።

ተመሳሳዩ ፈተና ለማንኛውም የሪዶክስ ጥንድ ይሠራል። Fe³⁺ I⁻ን ወደ I₂ ኦክሳይድ ያደርጋል? Fe³⁺/Fe²⁺ በ+0.771 V ካቶድ፣ I₂/I⁻ በ+0.5355 V አኖድ ሲሆኑ E°cell = +0.236 V ነው፤ ስለዚህ አዎ። Zn²⁺ የመዳብ ብረትን ኦክሳይድ ያደርጋል? E°cell = −0.7618 − 0.337 = −1.099 V፤ ስለዚህ አያደርግም።

የተሠራ ምሳሌ፦ E° በብዜት ቁጥር ፈጽሞ የማይባዛው ለምን

Ni(s) + 2 Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2 Ag(s)ን ይመልከቱ። ኤሌክትሮኖችን ለማመጣጠን የብሩ የግማሽ ምላሽ በእጥፍ መባዛት አለበት። E°ውንም በእጥፍ ማባዛት የሚያጓጓ ቢሆንም ስህተት ነው። E° ኢንቴንሲቭ ባሕርይ ነው፦ በአንድ የክፍያ አሃድ ያለውን ኃይል ይለካል፤ የምላሹን መጠን በእጥፍ ማሳደግ ደግሞ ኃይሉንም ክፍያውንም በእጥፍ ያሳድጋል።

ስለዚህ E°cell = +0.7996 V − (−0.257 V) = +1.057 V፤ ያለ 2 ብዜት። የምላሹ መጠን የሚገባው በሌላ ቦታ፣ በn በኩል ነው፤ n የሚተላለፉት የኤሌክትሮኖች ሞሎች ብዛት ሲሆን እዚህ 2 ነው።

E°cellን ከΔG° እና ከK ጋር ማገናኘት

አንድ ሴል ሊሠራ የሚችለው ከፍተኛው የኤሌክትሪክ ሥራ ከ−ΔG ጋር እኩል ነው፤ ይህም ΔG° = −nFE°cell ይሰጣል። እዚህ F የፋራዴይ ቋሚ፣ በአንድ ሞል ኤሌክትሮኖች 96,485 C ነው፤ አንድ ቮልት በአንድ ኩሎምብ ሲባዛ አንድ ጁል ነው። ስለዚህ አዎንታዊ E° አሉታዊ ΔG° ማለት ነው፤ ሁለቱም ምላሹ በመደበኛ ሁኔታዎች በራሱ የሚካሄድ መሆኑን ያመለክታሉ።

ΔG° = −RT ln K ስለሆነ የሴል ፖቴንሻሉ የሚዛን ቋሚውንም ይወስናል። በ25 °C ይህ log K = nE°cell / 0.0592 V ይሆናል፤ እዚህ 0.0592 V፣ OpenStax እንደሚጠቀመው፣ በ298.15 K ያለው 2.303RT/F ወደ ሦስት ጉልህ አሃዞች የተጠጋጋ ነው።

የተሠራ ምሳሌ። ከላይ ላለው የኒኬል–ብር ምላሽ n = 2 እና E°cell = 1.057 V። ΔG° = −2 × 96,485 C/mol × 1.057 V = −2.04 × 10⁵ J፣ ወይም እንደተጻፈው ለአንድ ሞል ምላሽ −204 kJ። log K = 2 × 1.057 / 0.0592 = 35.7፤ ስለዚህ K ወደ 5 × 10³⁵ ገደማ ነው። ምላሹ በመሠረቱ እስከ መጨረሻ ይካሄዳል። Kን በአንድ ጉልህ አሃዝ ይያዙ፦ በE° ውስጥ ያለ የ0.001 V ለውጥ log Kን በ0.03 ገደማ ያንቀሳቅሰዋል።

ለመደበኛ ላልሆኑ ክምችቶች የነርንስት እኩልታ

እውነተኛ ሴሎች በ1 M እምብዛም አይሠሩም። የነርንስት እኩልታ ፖቴንሻሉን ያስተካክላል፦ በ25 °C E = E° − (0.0592 V / n) log Q፤ እዚህ Q የምላሽ ጥቅሱ ነው። ጠጣሮች ከK እንደሚወጡት ሁሉ ከQም ይወጣሉ።

የተሠራ ምሳሌ። አንድ የዚንክ–መዳብ ሴል [Zn²⁺] = 1.00 M እና [Cu²⁺] = 1.0 × 10⁻³ M አለው። ለZn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu፣ Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 1.0 × 10³ እና n = 2። E = 1.099 − (0.0592/2) × 3.00 = 1.099 − 0.089 = 1.010 V። የለ ሻትሊዬ መርህ እንደሚተነብየው ካቶዱን Cu²⁺ ማሳጣት ቮልቴጁን ይቀንሳል።

የክምችት ሴል በሁለቱም ጎኖች ተመሳሳይ የግማሽ ምላሽ አለው፤ ስለዚህ E° = 0 ሲሆን የሚሠራው ክምችቶቹ ስለሚለያዩ ብቻ ነው። በ0.0010 M እና በ1.0 M Cu²⁺ ውስጥ ላሉ የመዳብ ኤሌክትሮዶች E = −(0.0592/2) log(0.0010/1.0) = +0.089 V። የቀጠነው ጎን አኖድ ነው፤ ምክንያቱም በዚያ የሚካሄደው ኦክሳይድ ተጨማሪ Cu²⁺ በመፍጠር ልዩነቱን ያስተካክላል። E ዜሮ ሲደርስ Q ከK ጋር እኩል ይሆናል፤ ሴሉም ያልቃል።

ኤሌክትሮሊሲስና የፋራዴይ ሕግ

ኤሌክትሮሊቲክ ሴል እንደ ብረትን መለበጥ ወይም ውሃን መከፋፈል ያለ በራሱ የማይካሄድ ምላሽን ለማካሄድ የውጭ የኃይል ምንጭ ይጠቀማል። ኦክሳይድ የሚካሄደው አሁንም በአኖድ ነው፤ አሁን ግን አኖዱ አዎንታዊው ኤሌክትሮድ ነው። የምርቱ መጠን የሚወሰነው በሚያልፈው ክፍያ ብቻ ነው፦ ክፍያ Q = ጅረት I × ጊዜ t፣ የኤሌክትሮኖች ሞሎች = Q / F።

የተሠራ ምሳሌ። 2.50 A ጅረት በCuSO₄ መፍትሔ ውስጥ ለ30.0 min ይፈሳል። Q = 2.50 A × 1800 s = 4500 C። የኤሌክትሮኖች ሞሎች = 4500 / 96,485 = 0.0466 mol። እያንዳንዱ Cu²⁺ 2 ኤሌክትሮኖች ያስፈልገዋል፤ ስለዚህ 0.0233 mol Cu ይለበጣል፤ ይህም በ63.55 g/mol 1.48 g ነው።

ጊዜን ለማግኘት ስሌቱን በተገላቢጦሽ ያካሂዱ። 1.00 g ብር መለበጥ (Ag⁺ + e⁻ → Ag) 1.00 / 107.87 = 0.00927 mol ኤሌክትሮኖች ያስፈልገዋል፤ ይህም 894 C ነው። በ0.500 A ይህ 1789 s፣ ማለትም 29.8 ደቂቃ ገደማ ይወስዳል።

በሴል ችግሮች ውስጥ የምልክትና የሒሳብ አያያዝ ስህተቶች

በኤሌክትሮኬሚስትሪ ውስጥ አብዛኞቹ ስህተቶች የምልክት ስህተቶች ናቸው። እያንዳንዱን የግማሽ ምላሽ ይጻፉ፣ ኦክሳይድ ወይም ቅነሳ ብለው ይሰይሙት፣ ከዚያ በኋላ ብቻ ሒሳቡን ይሥሩ።

• የአኖዱን ፖቴንሻል ምልክት ገልብጦ ከዚያም ደግሞ መቀነስ፤ ይህም መገልበጡን ሁለት ጊዜ ይቆጥራል።
• ኤሌክትሮኖችን ለማመጣጠን በተጠቀሙበት ብዜት ቁጥር E°ን ማባዛት።
• የትኛው ኤሌክትሮድ አዎንታዊ እንደሆነ ማደናገር። በጋልቫኒክ ሴል ውስጥ ካቶዱ አዎንታዊ ነው፤ በኤሌክትሮሊቲክ ሴል ውስጥ ግን አኖዱ አዎንታዊ ነው።
• በΔG° = −nFE° ወይም በነርንስት እኩልታ ውስጥ የተሳሳተ n መጠቀም። n በተመጣጠነው አጠቃላይ ምላሽ ውስጥ የሚተላለፉት የኤሌክትሮኖች ሞሎች ነው።
• መልሱ በኪሎጁል ሲፈለግ ΔG°ን በጁል መተው፣ ወይም በተገላቢጦሽ።
• በነርንስት እኩልታ ውስጥ Qን ተገልብጦ መጻፍ። እንደማንኛውም የምላሽ ጥቅስ ምርቶች ከላይ ይቀመጣሉ።
• በQ = It ውስጥ በሰከንድ ፈንታ ደቂቃዎችን መጠቀም።