Elektrokjemi: Beskrivelse og funksjon av galvaniske celler, Nernst ligning, konsentrasjonsceller, termodynamiske data, likevektskonstanten fra elektrokjemisk potensial. Flashcards
Forklar hva en galvanisk celle er
I en galvanisk celle er det to elektroder (en anode og en katode) plassert i separate løsninger koblet av en saltbro eller en porøs plate. Elektrodene er nedsenket i elektrolyttoppløsninger som inneholder ioner. Når kjemiske reaksjoner skjer ved elektrodene, genererer de elektrisk strøm.
Anode: På anoden gjennomgår et redokspar en oksidasjonsreaksjon og gir fra seg elektroner. Elektronene frigjort fra anoden beveger seg gjennom en ekstern krets.
Saltbro eller porøs plate: Dette tillater ionetransport mellom de to elektrolyttene for å opprettholde elektrisk nøytralitet i løsningene.
Katode: På katoden aksepterer et annet redokspar elektronene som kommer fra anoden og gjennomgår en reduksjonsreaksjon.
Ekstern krets: Elektronene som beveger seg gjennom den eksterne kretsen fra anoden til katoden, utfører arbeid og gir elektrisk energi.
Hva er en konsentrasjonscelle?
Konsentrasjonsceller er elektrokjemisk celler hvor en potensialgradient gir mulighet for å hente ut elektrisk energi. Denne følger kun av konsentrasjonsforskjeller mellom ulike deler av cellen.
Konsentrasjonsforskjell innebærer en forskjell i kjemisk potensial som videre gir spenningsforskjell mellom de ulike delene av cellen.
Vi skiller mellom to typer konsentrasjonsceller. Den ene typen er celler hvor potensialforskjell oppstår som følge av ulike konsentrasjoner (eller trykk) på elektrodene. Den andre er celler bestående av adskilte celler med samme elektrolytt men ulik konsentrasjon.
Beskriv Nernst ligning og når den brukes
Nernst-ligningen er en matematisk ligning som beskriver forholdet mellom elektrodepotensialet og konsentrasjonen av elektroaktive stoffer i en elektrokjemisk celle.
Ligningen er spesielt nyttig for å forstå hvordan elektrodens potensial endres med endringer i konsentrasjonen av reaktanter og produkter.
Nernst ligning brukes til å bestemme konsentrasjonen av elektrolytter i en celle.
hvordan fungerer en galvanisk celle og hva brukes den til?
Den samlede reaksjonen i en galvanisk celle er sammensatt av oksidasjons- og reduksjonsreaksjonene på henholdsvis anoden og katoden. Elektronsirkulasjonen gjennom den eksterne kretsen gir en strøm som kan brukes til å utføre elektrisk arbeid.
Galvaniske celler brukes ofte i batterier for å levere elektrisk energi til en rekke elektroniske enheter. Eksempler inkluderer sink-kobberbatteriet og litiumionbatterier.
Hvordan knyttes gibbs energi til elektrokjemiske celler?
∆G = −zFE
Hvordan bestemmer man entalpi og entropi fra emf-målinger?
Ligningen ∆G = −zFE kan skrives om til:
∆H − T ∆S = −zFE
der ∆H og ∆S representerer henholdsvis entalpi- og entropiendring for cellereaksjonen. Ved å måle emf, E, ved ulike temperaturer, kan den lineære sammenhengen i ligningen utnyttes til å finne disse størrelsene.
Forklar Van’t Hoff ligningen og når den brukes!
Van ‘t Hoff-ligningen gir en sammenheng mellom likevektskonstanten (K) for en kjemisk reaksjon ved to forskjellige temperaturer og gir innsikt i hvordan likevektsposisjonen endres med temperatur.
K1 og K2 er likevektskonstantene ved T1 og T2.
Van ‘t Hoff-ligningen er spesielt nyttig for å forutsi hvordan likevektskonstanten endrer seg med temperatur og gir en indikasjon på om en reaksjon er endoterm (absorberer varme) eller eksoterm (frigjør varme).
Forklar Q i Nernst likningen
I hvilken retning går elektronene i en galvanisk celle og batteri generelt?
Elektronene går fra anoden til katoden
Forklar hva voltmeteret til galvaniske celler beskriver?
Voltmeteret viser en verdi i volt som er den potensielle forskjellen mellom halvcellene
Når slutter en galvanisk celle å produsere strøm?
En galvanisk celle slutter å produsere strøm når reaktantene som driver cellepotensialet blir fullstendig forbrukt.
Eksempel:
Når alle sinkatomene ved anoden er fullstendig oksidert til sinkioner, og alle kobberionene ved katoden er redusert til kobbermetall, vil reaksjonen stoppe, og cellen vil ikke lenger kunne produsere strøm. På dette punktet sier man at cellen er utladet.
Hva er viktig for en saltbro mellom to halvceller?
-Ionetransport:
Meningen med saltbroen er å lukke strømkretsen og transportere ioner.
-Opprettholdelse av elektrisk nøytralitet: Under elektrokjemiske reaksjoner genereres ofte ioner ved elektrodene. Saltbroen hjelper til med å opprettholde elektrisk nøytralitet ved å tillate disse ionene å bevege seg fritt uten å blande seg direkte med den andre halvcellen.
-Unngå direkte blanding:
Saltbroen fysisk separerer de to halvcellene for å forhindre direkte blanding av løsningene. Dette er viktig for å opprettholde de separate kjemiske miljøene i hver halvcelle og for å hindre uønskede reaksjoner.
-Valg av elektrolyttsalt:
Valg av elektrolyttsalt i saltbroen er viktig. Elektrolyttsaltet må være ionisk, slik at det gir de nødvendige ionene for å opprettholde ladningsbalansen. Vanlige elektrolyttsalter inkluderer KCl (kaliumklorid) eller KNO3 (kaliumnitrat).
-Porøs membran:
Saltbroen er ofte en porøs membran som tillater ionetransport, men den hindrer større partikler eller molekyler fra å passere. Dette bidrar til å unngå forurensning av halvcellene.
Hvorfor brukes ofte platinum(Pt) som elektrode i elektrokjemiske celler?
Det er flere grunner til dette:
- Platinum er ett inert metall som betyr at det ikke reagerer med mange andre stoffer under elektrokjemiske forhold.
- Platinum er resistent mot korrosjon, selv under aggressive kjemiske forhold.
- God ledningsevne
- Fungerer som katalysator på grunn av sine katalytiske egenskaper.
Ulempen er at det er veldig dyrt med platinum.
Hvis E°(celle) er positiv, er prosessen spontan?
Ja E(celle) > 0 gjør slik at ∆G = −zFE blir negativ og ∆G < 0 tilsvarer en spontan reaksjon.
Hvis E°(celle) er negativ er ∆G = −zFE >0 som tilsvarer en ikkespontan prosess.
Hvis E°(celle) = 0 er det likevekt i systemet.
Hva kreves for å snu en spontan elektrokjemisk reaksjon i motsatt retning?
For å snu en spontan elektrokjemisk reaksjon med f.eks E=1.11V Må man koble på en annen spenningskilde med spenning større enn 1.11V.
Da vil den ikke-spontane reaksjonen skje og elektronene i som kretser rundt i den galvaniske cellen vil snu.
Hvordan finner man det elektrokjemiske arbeidet til en reaksjon?
Man har at w_elektrisk = -∆G = nFE. Hvor “n” er antall mol elektroner.
Hvis ∆G < 0 betyr det at systemet gjør ett arbeid på omgivelsene => eksoterm reaksjon => arbeidet er positivt w > 0.
Hvordan relaterer man E°(celle) til likevektskonstanten K?
Man kan bruke likningen E°(celle) = (RT/zF)*lnK
Eksempel:
Hvordan relater man k og E°(celle) og ∆rxG og kalorimetri og S og ∆rxS og ∆rxH og E°???=??!!!
Hvordan finner man løselighetsproduktet K(sp) av en lite løselig løsning ved bruk av Voltaiske celler?
Her er fremgangsmåten:
