Potențiale standard, pile, electroliză

Convenții pentru pile

E°potențiale de reducere
Anodul (−)locul oxidării, scris la stânga: Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu
Tensiunea pilei $E_{p i l a ˘} = E_{c a t o d} - E_{an o d} > 0$ pentru o pilă care funcționează
Legătura cu ΔG $Δ G = - n F E$

Dincolo de programă

Programa spune doar „potențiale standard, pile, electroliză”, dar subiectele cer în fiecare an:

ecuația Nernst (inclusiv cu pH)
combinarea potențialelor (Latimer)
legătura E° ↔ K sau Ksp
ordinea de descărcare decisă prin calcul

Nernst (25 °C)

E = E^{\circ} + \frac{0 , 0592}{n} l g \frac{[ Ox ] ^{a}}{[ Red ] ^{b}}

MnO X_{4} X^{-} + 8 H X^{+} + 5 e X^{-} Mn X^{2 +} + 4 H X_{2} O

E = 1, 51 - \frac{0 , 0592 \cdot 8}{5} pH + \frac{0 , 0592}{5} l g \frac{[ MnO X _{4} X ^{-} ]}{[ Mn X ^{2 +} ]}

H⁺ din semireacție intră în termenul cu pH

Latimer: potențiale nu se adună

A n_{1}, E_{1}^{\circ} B n_{2}, E_{2}^{\circ} C

E^{\circ} (A/C) = \frac{n _{1} E _{1}^{\circ} + n _{2} E _{2}^{\circ}}{n _{1} + n _{2}}

aduni

Δ G^{\circ} = - n F E^{\circ}

, nu potențialele

E° ↔ K și Ksp

Δ G^{\circ} = - n F E^{\circ} = - R T ln K \Rightarrow l g K = \frac{n E ^{\circ}}{0 , 0592}

E^{\circ} (AgCl / Ag) = E^{\circ} (Ag X^{+} / Ag) + 0, 0592 l g K_{s p} (AgCl)

electrod de speța a doua

Electroliză (Faraday)

n (e^{-}) = \frac{I t}{F} m = \frac{M I t η}{z F}

F = 96 485 C/mol

η = \frac{cantitate ob ț inut a ˘}{cantitate teoretic a ˘}

Ce se descarcă în soluție

Catod: se reducCu²⁺, Ag⁺, Zn²⁺ (supratensiunea H₂)
Catod: nu se reducNa⁺, K⁺, Al³⁺; apare H₂ + OH⁻
Anod inert: se descarcăCl⁻, Br⁻, I⁻ dau halogen
Anod inert: nu se descarcăSO₄²⁻, NO₃⁻, F⁻; apare O₂ + H⁺
Topiturămetalul la catod

1.Calculează tensiunea pilei Zn | Zn²⁺ (0,010 M) || Cu²⁺ (1,0 M) | Cu la 25 °C. E°(Zn²⁺/Zn) = −0,763 V; E°(Cu²⁺/Cu) = 0,337 V.
V
$E = E^{\circ} - \frac{0 , 0592}{n} l g Q$ , cu Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺].
1. E° = 0,337 − (−0,763) = 1,100 V; n = 2
2. $E = 1, 100 - 0, 0296 \cdot l g (0, 010/1, 0) = 1, 100 + 0, 059 = 1, 159$ V
2.Calculează potențialul cuplului MnO₄⁻/Mn²⁺ (E° = 1,51 V) la pH = 3,0, când [MnO₄⁻] = [Mn²⁺], la 25 °C.
V
În semireacție intră 8H⁺ pentru 5e⁻.
1. $E = 1, 51 - \frac{0 , 0592 \cdot 8}{5} \cdot 3, 0 = 1, 51 - 0, 284 = 1, 226$ V
2. Consecință: la pH 3 permanganatul oxidează Br⁻ (E° = 1,07 V), dar nu Cl⁻ (E° = 1,36 V).
3.În mediu acid: MnO₄⁻ → MnO₂, E° = 1,695 V; MnO₂ → Mn²⁺, E° = 1,23 V. Calculează E°(MnO₄⁻/Mn²⁺).
V
Câți electroni are fiecare etapă (Mn +7 → +4 → +2)?
1. n1 = 3, n2 = 2, total 5
2. $E^{\circ} = \frac{3 \cdot 1 , 695 + 2 \cdot 1 , 23}{5} = 1, 509$ V (nu media simplă 1,46 V)
4.E°(Ag⁺/Ag) = 0,800 V și E°(AgCl/Ag, Cl⁻) = 0,222 V, la 25 °C. Calculează pKs pentru AgCl.
AgCl + e⁻ → Ag + Cl⁻ minus Ag⁺ + e⁻ → Ag dă AgCl → Ag⁺ + Cl⁻.
1. Pentru AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl⁻: E° = 0,222 − 0,800 = −0,578 V, n = 1
2. $l g K_{s p} = - 0, 578/0, 0592 = - 9, 76$ → pKs = 9,76 ( $K_{s p} = 1, 7 \cdot 1 0^{- 10}$ )
5.Calculează ΔG° la 25 °C pentru 2Fe³⁺ + 2I⁻ → 2Fe²⁺ + I₂, cunoscând E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,771 V și E°(I₂/I⁻) = 0,536 V.
kJ
n este numărul de electroni din ecuația scrisă.
1. E° = 0,771 − 0,536 = 0,235 V; n = 2
2. $Δ G^{\circ} = - 2 \cdot 96485 \cdot 0, 235 = - 45, 3$ kJ ( $l g K = 7, 94$ )
6.La rafinarea electrolitică a cuprului trece un curent de 5,00 A timp de 2,00 h, cu randament de curent 92,0%. Ce masă de cupru se depune la catod?
g
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.
1. Q = 5,00 · 7200 = 36 000 C → n(e⁻) = 0,3731 mol
2. $m = \frac{63 , 546 \cdot 0 , 3731 \cdot 0 , 920}{2} = 10, 91$ g
7.Două celule legate în serie: prima conține AgNO₃(aq), a doua H₂SO₄ diluat, cu electrozi de Pt. În prima se depun 2,158 g Ag. Ce volum total de gaze (c.n.) se degajă în a doua celulă?
L
Aceeași sarcină trece prin ambele celule; în a doua se electrolizează apa.
1. n(e⁻) = n(Ag) = 2,158/107,87 = 0,0200 mol
2. Catod: 2H⁺ + 2e⁻ → H₂: 0,0100 mol; anod: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻: 0,0050 mol
3. V = 0,0150 · 22,4 = 0,336 L
8.Ce se obține la electroliza unei soluții apoase de Na₂SO₄ cu electrozi inerți?
Na la catod și O₂ la anodH₂ la catod și SO₂ la anodH₂ la catod și O₂ la anodNa la catod și SO₃ la anod
Nici Na⁺, nici SO₄²⁻ nu se descarcă din soluție apoasă.
1. Catod: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻; anod: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻.
2. Se electrolizează de fapt apa; Na₂SO₄ doar crește conductibilitatea.