ເຄມີໄຟຟ້າ: ສັກກະຍະພາບຂອງເຊວ, ພະລັງງານອິດສະຫຼະ ແລະ ສົມຜົນເນີນສ໌

ພາຍໃນເຊວກັລວານິກ: ແອໂນດ, ແຄໂທດ ແລະ ສະພານເກືອ

ເຊວກັລວານິກ (ໂວລຕາອິກ) ປ່ຽນປະຕິກິລິຍາຣີດອກທີ່ເກີດເອງໃຫ້ເປັນວຽກທາງໄຟຟ້າ. ໃນເຊວສັງກະສີ–ທອງແດງແບບຄລາສສິກ, ແຜ່ນສັງກະສີຢູ່ໃນສາລະລາຍ Zn²⁺ ແລະ ແຜ່ນທອງແດງຢູ່ໃນສາລະລາຍ Cu²⁺. ສັງກະສີຖືກອົກຊິໄດ, Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, ແລະ ເອເລັກຕຣອນເດີນທາງຜ່ານສາຍໄຟໄປຫາແຜ່ນທອງແດງ, ບ່ອນທີ່ Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.

ອົກຊິເດຊັນເກີດຂຶ້ນທີ່ແອໂນດສະເໝີ ແລະ ຣີດັກຊັນເກີດຂຶ້ນທີ່ແຄໂທດ. ໃນເຊວກັລວານິກ ແອໂນດເປັນຂົ້ວໄຟຟ້າລົບ, ເພາະມັນປ່ອຍເອເລັກຕຣອນເຂົ້າສູ່ສາຍໄຟ. ສະພານເກືອ, ເຊິ່ງມັກບັນຈຸສາລະລາຍ KNO₃, ໃຫ້ໄອອອນເຄື່ອນທີ່ລະຫວ່າງບີກເກີທັງສອງເພື່ອບໍ່ໃຫ້ອັນໃດສະສົມປະຈຸສຸດທິ. ຖ້າບໍ່ມີມັນ, ກະແສໄຟຟ້າຈະຢຸດເກືອບທັນທີ.

ສັນຍາລັກເຊວຂຽນແອໂນດໄວ້ທາງຊ້າຍ ແລະ ແຄໂທດໄວ້ທາງຂວາ: Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s). ຂີດດ່ຽວໝາຍເຖິງຂອບເຂດເຟສ ແລະ ຂີດຄູ່ໝາຍເຖິງສະພານເກືອ. ຖ້າປະຕິກິລິຍາເຄິ່ງເຊວບໍ່ມີໂລຫະແຂງ, ຂົ້ວໄຟຟ້າເສື່ອຍເຊັ່ນ ແພລຕິນຳ ຈະຖືກຂຽນໄວ້ທີ່ປາຍດ້ານນອກ.

ການອ່ານຕາຕະລາງສັກກະຍະພາບຣີດັກຊັນມາດຕະຖານ

ແຕ່ລະປະຕິກິລິຍາເຄິ່ງເຊວມີສັກກະຍະພາບຣີດັກຊັນມາດຕະຖານ, E°, ທີ່ວັດທຽບກັບຂົ້ວໄຟຟ້າໄຮໂດຣເຈນມາດຕະຖານ, ເຊິ່ງກຳນົດໃຫ້ເປັນ 0 V ພໍດີ. ເງື່ອນໄຂມາດຕະຖານແມ່ນ 1 M ສຳລັບສະປີຊີສ໌ທີ່ລະລາຍ, 1 bar ສຳລັບແກັສ ແລະ, ໃນຕາຕະລາງສ່ວນໃຫຍ່, 25 °C. ທຸກລາຍການຖືກຂຽນເປັນຣີດັກຊັນ.

E° ຍິ່ງເປັນບວກຫຼາຍ, ຮູບທີ່ຖືກອົກຊິໄດຍິ່ງດຶງເອເລັກຕຣອນໄດ້ແຮງ. F₂ ທີ່ +2.866 V ເປັນຕົວອົກຊິໄດທົ່ວໄປທີ່ແຮງທີ່ສຸດໃນພາກຜະໜວກ L. Li⁺ ທີ່ −3.04 V ເປັນໄອອອນທີ່ຣີດິວຍາກທີ່ສຸດ, ສະນັ້ນໂລຫະລິທຽມເປັນຕົວຣີດິວທີ່ແຮງຫຼາຍ. ຄ່າທີ່ໃຊ້ຂ້າງລຸ່ມຈາກພາກຜະໜວກ L: Ag⁺/Ag +0.7996 V, Cu²⁺/Cu +0.337 V, Ni²⁺/Ni −0.257 V ແລະ Zn²⁺/Zn −0.7618 V.

ຕົວຢ່າງທີ່ແກ້ແລ້ວ: E°cell ຂອງເຊວສັງກະສີ–ທອງແດງ

ໃຊ້ E°cell = E°cathode − E°anode, ໂດຍເອົາທັງສອງຄ່າຕາມທີ່ຂຽນໄວ້ໃນຕາຕະລາງຣີດັກຊັນ. ທອງແດງມີ E° ເປັນບວກຫຼາຍກວ່າ, ສະນັ້ນມັນຖືກຣີດິວ ແລະ ເປັນແຄໂທດ. E°cell = +0.337 V − (−0.7618 V) = +1.099 V, ລາຍງານເປັນທົດສະນິຍົມສາມຕຳແໜ່ງເພາະ 0.337 ມີສາມຕຳແໜ່ງ.

E°cell ທີ່ເປັນບວກໝາຍຄວາມວ່າປະຕິກິລິຍາເກີດເອງຕາມທີ່ຂຽນພາຍໃຕ້ເງື່ອນໄຂມາດຕະຖານ. ຖ້າທ່ານເລືອກຂົ້ວໄຟຟ້າກັບກັນ, ທ່ານຈະໄດ້ −1.099 V. ນັ້ນບອກທ່ານວ່າປະຕິກິລິຍາຍ້ອນກັບແມ່ນປະຕິກິລິຍາທີ່ເກີດເອງ.

ການທົດສອບດຽວກັນໃຊ້ໄດ້ກັບທຸກຄູ່ຣີດອກ. Fe³⁺ ຈະອົກຊິໄດ I⁻ ເປັນ I₂ ບໍ? ດ້ວຍ Fe³⁺/Fe²⁺ ທີ່ +0.771 V ເປັນແຄໂທດ ແລະ I₂/I⁻ ທີ່ +0.5355 V ເປັນແອໂນດ, E°cell = +0.236 V, ສະນັ້ນໄດ້. Zn²⁺ ຈະອົກຊິໄດໂລຫະທອງແດງບໍ? E°cell = −0.7618 − 0.337 = −1.099 V, ສະນັ້ນບໍ່ໄດ້.

ຕົວຢ່າງທີ່ແກ້ແລ້ວ: ເປັນຫຍັງຈຶ່ງບໍ່ເຄີຍຄູນ E° ດ້ວຍສຳປະສິດ

ພິຈາລະນາ Ni(s) + 2 Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2 Ag(s). ເພື່ອດຸນເອເລັກຕຣອນ, ປະຕິກິລິຍາເຄິ່ງເຊວຂອງເງິນຕ້ອງຄູນສອງ. ມັນເປັນເລື່ອງທີ່ຊວນໃຫ້ຄູນ E° ຂອງມັນສອງເທົ່ານຳ, ແຕ່ນັ້ນຈະຜິດ. E° ເປັນສົມບັດອິນເທັນຊິບ: ມັນວັດພະລັງງານຕໍ່ໜ່ວຍປະຈຸ, ແລະ ການເພີ່ມປະລິມານປະຕິກິລິຍາສອງເທົ່າເຮັດໃຫ້ທັງພະລັງງານ ແລະ ປະຈຸເພີ່ມສອງເທົ່າ.

ສະນັ້ນ E°cell = +0.7996 V − (−0.257 V) = +1.057 V, ໂດຍບໍ່ມີປັດໄຈ 2. ປະລິມານປະຕິກິລິຍາເຂົ້າມາໃນບ່ອນອື່ນ, ຜ່ານ n, ຈຳນວນໂມນຂອງເອເລັກຕຣອນທີ່ຖືກຖ່າຍໂອນ, ເຊິ່ງໃນທີ່ນີ້ແມ່ນ 2.

ການເຊື່ອມໂຍງ E°cell ກັບ ΔG° ແລະ K

ວຽກທາງໄຟຟ້າສູງສຸດທີ່ເຊວເຮັດໄດ້ເທົ່າກັບ −ΔG, ເຊິ່ງໃຫ້ ΔG° = −nFE°cell. ໃນທີ່ນີ້ F ແມ່ນຄ່າຄົງທີ່ຟາຣາເດ, 96,485 C ຕໍ່ໂມນຂອງເອເລັກຕຣອນ, ແລະ ໜຶ່ງໂວນຄູນໜຶ່ງຄູລອມເທົ່າກັບໜຶ່ງຈູນ. ດັ່ງນັ້ນ E° ທີ່ເປັນບວກໝາຍເຖິງ ΔG° ທີ່ເປັນລົບ, ແລະ ທັງສອງໝາຍຄວາມວ່າປະຕິກິລິຍາເກີດເອງພາຍໃຕ້ເງື່ອນໄຂມາດຕະຖານ.

ເນື່ອງຈາກ ΔG° = −RT ln K, ສັກກະຍະພາບຂອງເຊວຍັງກຳນົດຄ່າຄົງທີ່ສະມະດຸນ. ທີ່ 25 °C ສິ່ງນີ້ກາຍເປັນ log K = nE°cell / 0.0592 V, ເຊິ່ງ 0.0592 V ແມ່ນ 2.303RT/F ທີ່ 298.15 K ປັດເປັນເລກສຳຄັນສາມຕົວ, ຕາມທີ່ OpenStax ໃຊ້.

ຕົວຢ່າງທີ່ແກ້ແລ້ວ. ສຳລັບປະຕິກິລິຍານິກເກິນ–ເງິນຂ້າງເທິງ, n = 2 ແລະ E°cell = 1.057 V. ΔG° = −2 × 96,485 C/mol × 1.057 V = −2.04 × 10⁵ J, ຫຼື −204 kJ ຕໍ່ໂມນຂອງປະຕິກິລິຍາຕາມທີ່ຂຽນ. log K = 2 × 1.057 / 0.0592 = 35.7, ສະນັ້ນ K ແມ່ນປະມານ 5 × 10³⁵. ປະຕິກິລິຍາດຳເນີນໄປເກືອບສົມບູນ. ໃຫ້ຖື K ເປັນເລກສຳຄັນໜຶ່ງຕົວ: ການປ່ຽນແປງ 0.001 V ໃນ E° ເຮັດໃຫ້ log K ເລື່ອນໄປປະມານ 0.03.

ສົມຜົນເນີນສ໌ສຳລັບຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນທີ່ບໍ່ແມ່ນມາດຕະຖານ

ເຊວຈິງບໍ່ຄ່ອຍເຮັດວຽກທີ່ 1 M. ສົມຜົນເນີນສ໌ປັບສັກກະຍະພາບ: E = E° − (0.0592 V / n) log Q ທີ່ 25 °C, ເຊິ່ງ Q ແມ່ນຜົນຫານປະຕິກິລິຍາ. ຂອງແຂງບໍ່ໄດ້ໃສ່ໄວ້ໃນ Q, ຄືກັນກັບໃນ K.

ຕົວຢ່າງທີ່ແກ້ແລ້ວ. ເຊວສັງກະສີ–ທອງແດງໜຶ່ງມີ [Zn²⁺] = 1.00 M ແລະ [Cu²⁺] = 1.0 × 10⁻³ M. ສຳລັບ Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 1.0 × 10³ ແລະ n = 2. E = 1.099 − (0.0592/2) × 3.00 = 1.099 − 0.089 = 1.010 V. ການເຮັດໃຫ້ແຄໂທດຂາດ Cu²⁺ ຫຼຸດແຮງດັນລົງ, ຕາມທີ່ຫຼັກຂອງເລີ ຊາເຕີລີເອທຳນາຍໄວ້.

ເຊວຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນມີປະຕິກິລິຍາເຄິ່ງເຊວດຽວກັນທັງສອງດ້ານ, ສະນັ້ນ E° = 0, ແລະ ມັນເຮັດວຽກໄດ້ພຽງເພາະຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຕ່າງກັນ. ສຳລັບຂົ້ວໄຟຟ້າທອງແດງໃນ Cu²⁺ 0.0010 M ແລະ 1.0 M, E = −(0.0592/2) log(0.0010/1.0) = +0.089 V. ດ້ານທີ່ເຈືອຈາງເປັນແອໂນດ, ເພາະອົກຊິເດຊັນຢູ່ທີ່ນັ້ນສ້າງ Cu²⁺ ເພີ່ມຂຶ້ນ ແລະ ເຮັດໃຫ້ຄວາມແຕກຕ່າງສະເໝີກັນ. ເມື່ອ E ເຖິງສູນ, Q ເທົ່າກັບ K ແລະ ເຊວກໍໝົດໄຟ.

ການແຍກສະຫຼາຍດ້ວຍໄຟຟ້າ ແລະ ກົດຂອງຟາຣາເດ

ເຊວອີເລັກໂຕຣລິຕິກໃຊ້ແຫຼ່ງພະລັງງານພາຍນອກເພື່ອຂັບປະຕິກິລິຍາທີ່ບໍ່ເກີດເອງ, ເຊັ່ນ ການຊຸບໂລຫະ ຫຼື ການແຍກນ້ຳ. ແອໂນດຍັງເປັນບ່ອນທີ່ອົກຊິເດຊັນເກີດຂຶ້ນ, ແຕ່ຕອນນີ້ມັນເປັນຂົ້ວໄຟຟ້າບວກ. ປະລິມານຜະລິດຕະພັນຂຶ້ນກັບປະຈຸທີ່ຜ່ານເທົ່ານັ້ນ: ປະຈຸ Q = ກະແສ I × ເວລາ t, ແລະ ໂມນຂອງເອເລັກຕຣອນ = Q / F.

ຕົວຢ່າງທີ່ແກ້ແລ້ວ. ກະແສ 2.50 A ໄຫຼເປັນເວລາ 30.0 min ຜ່ານສາລະລາຍ CuSO₄. Q = 2.50 A × 1800 s = 4500 C. ໂມນຂອງເອເລັກຕຣອນ = 4500 / 96,485 = 0.0466 mol. Cu²⁺ ແຕ່ລະໜ່ວຍຕ້ອງການ 2 ເອເລັກຕຣອນ, ສະນັ້ນ Cu 0.0233 mol ຖືກເຄືອບລົງ, ເຊິ່ງທີ່ 63.55 g/mol ແມ່ນ 1.48 g.

ເຮັດການຄິດໄລ່ຍ້ອນກັບເພື່ອຫາເວລາ. ການຊຸບເງິນ 1.00 g (Ag⁺ + e⁻ → Ag) ຕ້ອງການເອເລັກຕຣອນ 1.00 / 107.87 = 0.00927 mol, ເຊິ່ງແມ່ນ 894 C. ທີ່ 0.500 A ໃຊ້ເວລາ 1789 s, ປະມານ 29.8 ນາທີ.

ຂໍ້ຜິດພາດເລື່ອງເຄື່ອງໝາຍ ແລະ ການບັນທຶກໃນໂຈດເຊວ

ຂໍ້ຜິດພາດສ່ວນໃຫຍ່ໃນເຄມີໄຟຟ້າແມ່ນຂໍ້ຜິດພາດເລື່ອງເຄື່ອງໝາຍ. ຂຽນແຕ່ລະປະຕິກິລິຍາເຄິ່ງເຊວ, ລະບຸວ່າເປັນອົກຊິເດຊັນ ຫຼື ຣີດັກຊັນ, ແລ້ວຈຶ່ງຄິດໄລ່.

• ກັບເຄື່ອງໝາຍຂອງສັກກະຍະພາບແອໂນດ ແລ້ວຍັງລົບມັນອີກ, ເຊິ່ງນັບການກັບກັນສອງເທື່ອ.
• ຄູນ E° ດ້ວຍສຳປະສິດທີ່ໃຊ້ດຸນເອເລັກຕຣອນ.
• ສັບສົນວ່າຂົ້ວໄຟຟ້າໃດເປັນບວກ. ແຄໂທດເປັນບວກໃນເຊວກັລວານິກ, ແຕ່ແອໂນດເປັນບວກໃນເຊວອີເລັກໂຕຣລິຕິກ.
• ໃຊ້ n ຜິດໃນ ΔG° = −nFE° ຫຼື ໃນສົມຜົນເນີນສ໌. n ແມ່ນໂມນຂອງເອເລັກຕຣອນທີ່ຖືກຖ່າຍໂອນໃນປະຕິກິລິຍາລວມທີ່ດຸນແລ້ວ.
• ປະ ΔG° ໄວ້ເປັນຈູນເມື່ອຕ້ອງການຄຳຕອບເປັນກິໂລຈູນ, ຫຼື ກົງກັນຂ້າມ.
• ຂຽນ Q ກັບຫົວໃນສົມຜົນເນີນສ໌. ຜະລິດຕະພັນຢູ່ເທິງ, ຄືກັບໃນຜົນຫານປະຕິກິລິຍາໃດໆ.
• ໃຊ້ນາທີແທນວິນາທີໃນ Q = It.