Elektrokimyo: element potensiallari, erkin energiya va Nernst tenglamasi

Galvanik element ichida: anod, katod va tuz ko'prigi

Galvanik (voltaik) element o'z-o'zidan boradigan oksidlanish-qaytarilish reaksiyasini elektr ishiga aylantiradi. Klassik rux–mis elementida rux plastinka Zn²⁺ eritmasida, mis plastinka esa Cu²⁺ eritmasida turadi. Rux oksidlanadi, Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, elektronlar esa sim orqali mis plastinkaga o'tadi, u yerda Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.

Oksidlanish har doim anodda, qaytarilish esa katodda sodir bo'ladi. Galvanik elementda anod manfiy elektrod, chunki u simga elektronlar chiqaradi. Ko'pincha KNO₃ eritmasi bilan to'ldirilgan tuz ko'prigi ionlarning ikki stakan orasida harakatlanishiga imkon beradi, shunda hech biri umumiy zaryad to'plamaydi. Usiz tok deyarli darhol to'xtaydi.

Element yozuvida anod chapda, katod esa o'ngda yoziladi: Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s). Bitta chiziq faza chegarasini, qo'sh chiziq esa tuz ko'prigini bildiradi. Agar yarim reaksiyada qattiq metall bo'lmasa, tashqi chetga platina kabi inert elektrod yoziladi.

Standart qaytarilish potensiallari jadvalini o'qish

Har bir yarim reaksiyaga aynan 0 V qiymat berilgan standart vodorod elektrodiga nisbatan o'lchangan standart qaytarilish potensiali E° beriladi. Standart sharoitlar: erigan zarrachalar uchun 1 M, gazlar uchun 1 bar va ko'pchilik jadvallarda 25 °C. Har bir yozuv qaytarilish sifatida yozilgan.

E° qanchalik musbat bo'lsa, oksidlangan shakl elektronlarni shunchalik kuchli tortadi. +2.866 V dagi F₂ L ilovasidagi eng kuchli keng tarqalgan oksidlovchi. −3.04 V dagi Li⁺ qaytarilishi eng qiyin ion, shuning uchun litiy metali juda kuchli qaytaruvchi. Quyida L ilovasidan ishlatilgan qiymatlar: Ag⁺/Ag +0.7996 V, Cu²⁺/Cu +0.337 V, Ni²⁺/Ni −0.257 V va Zn²⁺/Zn −0.7618 V.

Yechilgan misol: rux–mis elementi uchun E°cell

Ikkala qiymatni qaytarilish jadvalida yozilganidek olib, E°cell = E°cathode − E°anode dan foydalaning. Misning E° i musbatroq, shuning uchun u qaytariladi va katod bo'ladi. E°cell = +0.337 V − (−0.7618 V) = +1.099 V, uch o'nli xonagacha yoziladi, chunki 0.337 da uchta bor.

Musbat E°cell reaksiya yozilganidek standart sharoitlarda o'z-o'zidan borishini bildiradi. Agar elektrodlarni teskari tanlaganingizda, −1.099 V olgan bo'lardingiz. Bu teskari reaksiya o'z-o'zidan borishini aytadi.

Xuddi shu sinov har qanday oksidlanish-qaytarilish jufti uchun ishlaydi. Fe³⁺ I⁻ ni I₂ gacha oksidlaydimi? Katod sifatida +0.771 V dagi Fe³⁺/Fe²⁺ va anod sifatida +0.5355 V dagi I₂/I⁻ bilan E°cell = +0.236 V, demak ha. Zn²⁺ mis metalini oksidlaydimi? E°cell = −0.7618 − 0.337 = −1.099 V, demak yo'q.

Yechilgan misol: nima uchun E° hech qachon koeffitsiyentga ko'paytirilmaydi

Ni(s) + 2 Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2 Ag(s) ni ko'rib chiqing. Elektronlarni tenglashtirish uchun kumush yarim reaksiyasini ikki baravar oshirish kerak. Uning E° ini ham ikki baravar oshirish istagi tug'iladi, lekin bu noto'g'ri bo'lardi. E° intensiv xossa: u zaryad birligiga to'g'ri keladigan energiyani o'lchaydi va reaksiya miqdorini ikki baravar oshirish energiyani ham, zaryadni ham ikki baravar oshiradi.

Demak, E°cell = +0.7996 V − (−0.257 V) = +1.057 V, 2 ko'paytuvchisiz. Reaksiya miqdori boshqa joyda, o'tkazilgan elektronlar mollari soni n orqali kiradi, bu yerda u 2 ga teng.

E°cell ni ΔG° va K bilan bog'lash

Element bajara oladigan maksimal elektr ishi −ΔG ga teng, bu ΔG° = −nFE°cell ni beradi. Bu yerda F — Faradey doimiysi, bir mol elektronga 96,485 C, bir volt ko'paytirilgan bir kulon esa bir joul. Shuning uchun musbat E° manfiy ΔG° ni bildiradi va ikkalasi ham reaksiya standart sharoitlarda o'z-o'zidan borishini anglatadi.

ΔG° = −RT ln K bo'lgani uchun element potensiali muvozanat doimiysini ham belgilaydi. 25 °C da bu log K = nE°cell / 0.0592 V ga aylanadi, bunda 0.0592 V — OpenStax foydalanganidek uchta muhim raqamgacha yaxlitlangan 298.15 K dagi 2.303RT/F.

Yechilgan misol. Yuqoridagi nikel–kumush reaksiyasi uchun n = 2 va E°cell = 1.057 V. ΔG° = −2 × 96,485 C/mol × 1.057 V = −2.04 × 10⁵ J yoki yozilgan reaksiyaning bir moliga −204 kJ. log K = 2 × 1.057 / 0.0592 = 35.7, shuning uchun K taxminan 5 × 10³⁵. Reaksiya amalda oxirigacha boradi. K ni bitta muhim raqam bilan oling: E° dagi 0.001 V o'zgarish log K ni taxminan 0.03 ga siljitadi.

Nostandart konsentratsiyalar uchun Nernst tenglamasi

Real elementlar kamdan-kam 1 M da ishlaydi. Nernst tenglamasi potensialni tuzatadi: 25 °C da E = E° − (0.0592 V / n) log Q, bunda Q — reaksiya nisbati. Qattiq moddalar K dan bo'lgani kabi Q dan ham chiqarib tashlanadi.

Yechilgan misol. Rux–mis elementida [Zn²⁺] = 1.00 M va [Cu²⁺] = 1.0 × 10⁻³ M. Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu uchun Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 1.0 × 10³ va n = 2. E = 1.099 − (0.0592/2) × 3.00 = 1.099 − 0.089 = 1.010 V. Katodni Cu²⁺ dan mahrum qilish Le Shatelye prinsipi bashorat qilganidek kuchlanishni pasaytiradi.

Konsentratsion elementda ikkala tomonda bir xil yarim reaksiya bo'ladi, shuning uchun E° = 0 va u faqat konsentratsiyalar farq qilgani uchun ishlaydi. 0.0010 M va 1.0 M Cu²⁺ dagi mis elektrodlar uchun E = −(0.0592/2) log(0.0010/1.0) = +0.089 V. Suyultirilgan tomon anod, chunki u yerdagi oksidlanish ko'proq Cu²⁺ hosil qilib, farqni tekislaydi. E nolga yetganda Q K ga teng bo'ladi va element ishlamay qoladi.

Elektroliz va Faradey qonuni

Elektrolitik element metall qoplash yoki suvni parchalash kabi o'z-o'zidan bormaydigan reaksiyani amalga oshirish uchun tashqi tok manbaidan foydalanadi. Oksidlanish hamon anodda sodir bo'ladi, lekin endi u musbat elektrod. Mahsulot miqdori faqat o'tgan zaryadga bog'liq: zaryad Q = tok kuchi I × vaqt t va elektronlar mollari = Q / F.

Yechilgan misol. CuSO₄ eritmasi orqali 30.0 min davomida 2.50 A tok o'tadi. Q = 2.50 A × 1800 s = 4500 C. Elektronlar mollari = 4500 / 96,485 = 0.0466 mol. Har bir Cu²⁺ ga 2 ta elektron kerak, shuning uchun 0.0233 mol Cu ajraladi, bu 63.55 g/mol da 1.48 g.

Vaqtni topish uchun hisobni teskari bajaring. 1.00 g kumush bilan qoplash (Ag⁺ + e⁻ → Ag) uchun 1.00 / 107.87 = 0.00927 mol elektron kerak, bu 894 C. 0.500 A da bu 1789 s, taxminan 29.8 daqiqa davom etadi.

Element masalalaridagi ishora va hisob xatolari

Elektrokimyodagi ko'pchilik xatolar ishora xatolari. Har bir yarim reaksiyani yozing, uni oksidlanish yoki qaytarilish deb belgilang va shundan keyingina arifmetikani bajaring.

• Anod potensialining ishorasini o'zgartirib, so'ng uni yana ayirish, bu teskari qilishni ikki marta hisobga oladi.
• E° ni elektronlarni tenglashtirish uchun ishlatilgan koeffitsiyentga ko'paytirish.
• Qaysi elektrod musbat ekanini chalkashtirish. Galvanik elementda katod musbat, elektrolitik elementda esa anod musbat.
• ΔG° = −nFE° yoki Nernst tenglamasida noto'g'ri n dan foydalanish. n — tenglashtirilgan umumiy reaksiyada o'tkazilgan elektronlar mollari soni.
• Javob kilojoullarda kerak bo'lganda ΔG° ni joullarda qoldirish yoki aksincha.
• Nernst tenglamasida Q ni teskari yozish. Har qanday reaksiya nisbatidagi kabi mahsulotlar suratga yoziladi.
• Q = It da soniyalar o'rniga daqiqalardan foydalanish.