andraz.org

KEMIJA / PRIPRAVA NA TEST

Elektrokemija.

Sledi elektronom.
Razumi reakcijo. Reši nalogo.

Zapiski po priloženih preglednih nalogah: od oksidacijskih števil do izračuna mase pri elektrolizi.

Začni z zapiski 12 rešenih nalog
ODDAJASPREJEMA
Zn
2 e⁻
Fe²⁺
OKSIDACIJA
0 → +2REDUKCIJA
+2 → 0

Zn + Fe²⁺ → Zn²⁺ + Fe

GALVANSKI ČLEN IZ 7. NALOGE
7 učnih sklopov12 rešenih nalog12 vprašanj za vajoPrenesi zapiske v PDF ↗

01 / RAZUMI SNOV

Zapiski, ki povežejo snov.

Najprej določi, kaj se zgodi z elektroni. Potem izberi enačbo ali račun.

01

Oksidacijsko število

Oksidacijsko število je formalno število, s katerim spremljamo spremembe pri redoks reakcijah. Pri enoatomnem ionu je enako njegovemu naboju.

  • Elementarna snov: 0. Primeri: Zn, Fe, H₂, O₂, Cl₂.
  • Enoatomni ion: naboj iona. Zn²⁺ ima +2; Cl⁻ ima −1.
  • Kisik: običajno −2; v peroksidih (npr. H₂O₂) −1.
  • Vodik: običajno +1; v kovinskih hidridih (npr. NaH) −1.
  • Vsota: v nevtralni spojini je 0, v večatomnem ionu pa enaka naboju iona.
  • Alkalijske kovine v spojinah imajo +1, zemljoalkalijske +2; fluor −1.
PRIMER IZ TESTA

Fosfor v H₄P₂O₇:

4 · (+1) + 2x + 7 · (−2) = 0

2x = 10 → x = +5. Dva atoma fosforja skupaj prispevata +10; vsak ima +5.

02

Oksidacija, redukcija in vlogi snovi

Oksidacija

Oddajanje elektronov.
Oksidacijsko število narašča.

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

Fe²⁺ je reducent: drugi snovi omogoči redukcijo, sam pa se oksidira.

Redukcija

Sprejemanje elektronov.
Oksidacijsko število pada.

Ag⁺ + e⁻ → Ag

Ag⁺ je oksidant: drugi snovi omogoči oksidacijo, sam pa se reducira.

Zapomni si: oksidant sprejme e⁻, reducent odda e⁻. Ime pove, kaj snov povzroči drugi snovi.

Redoks reakcija ima vedno obe spremembi hkrati. Če se nobeno oksidacijsko število ne spremeni, reakcija ni redoks, tudi če pri njej nastane plin.

03

Kako urediš redoks enačbo

  1. Določi oksidacijska števila in poišči elementa, ki se spremenita.
  2. Zapiši delni reakciji. Elektrone dodaj na stran produktov pri oksidaciji in na stran reaktantov pri redukciji.
  3. V kislem mediju uredi O z dodajanjem H₂O, H z dodajanjem H⁺ in naboj z e⁻.
  4. Delni reakciji pomnoži tako, da je število oddanih in sprejetih elektronov enako.
  5. Seštej, pokrajšaj e⁻ ter dodaj spremljevalne ione, če želiš molekulsko enačbo.
  6. Preveri število atomov vsakega elementa in skupni naboj na obeh straneh.
PERMANGANAT IN ŽELEZOVI(II) IONI V KISLEM

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ / · 5

MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O

MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺

Na vsaki strani je skupni naboj +17. Koeficienti povedo: 1 mol MnO₄⁻ reagira s 5 mol Fe²⁺.

Koeficiente spreminjaš pred formulami. Indeksov v kemijskih formulah pri urejanju ne spreminjaj.

04

Elektrokemijska napetostna vrsta

Vsak par zapišemo kot oksidirana oblika / reducirana oblika, npr. Zn²⁺/Zn. Bolj pozitiven standardni redukcijski potencial pomeni večjo težnjo oksidirane oblike po sprejemanju elektronov.

močnejši reducenti ← reducirane oblike

Mg²⁺/Mg · Al³⁺/Al · Zn²⁺/Zn · Fe²⁺/Fe · Pb²⁺/Pb · 2H⁺/H₂ · Cu²⁺/Cu · Ag⁺/Ag

oksidirane oblike → močnejši oksidanti

To je skrajšana vrsta za kovine iz nalog. V testu uporabljaj celotno podano vrsto.

  • Kovina + ion druge kovine: kovina bolj levo lahko odda elektrone ionu kovine bolj desno. Zn izrine Pb iz Pb²⁺; obratno ne.
  • Kovina + HCl: kovine pred vodikom praviloma reagirajo s H⁺ in sproščajo H₂. Cu in Ag s samo razredčeno HCl ne reagirata na ta način.
  • Halogeni: oksidacijska moč pada F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Cl₂ oksidira I⁻ v I₂; I₂ ne oksidira Cl⁻ v Cl₂.

Zn + Pb²⁺ → Zn²⁺ + Pb

Zn je reducent, Pb²⁺ oksidant. Zn odda dva elektrona, Pb²⁺ ju sprejme.

Napetostna vrsta napove termodinamsko smer pod primerljivimi pogoji. Hitrost, oksidna plast in reakcije z vodo lahko vplivajo na dejanski potek. Za šolske primere sledimo podani vrsti.

05

Galvanski člen: reakcija daje električni tok

V galvanskem členu spontana redoks reakcija pretvarja kemijsko energijo v električno. Polčlena sta povezana z zunanjim vodnikom in elektrolitskim ključem.

Galvanski člen iz cinka in železaElektroni po zunanjem vodniku tečejo od cinkove anode proti železovi katodi. Elektrolitski ključ prenaša ione in ohranja električno nevtralnost raztopin.elektroni: Zn → Feelektrolitski ključZn (−)Fe (+)Zn²⁺Fe²⁺ANODA · oksidacijaKATODA · redukcija
Elektroni gredo po žici. Skozi elektrolitski ključ se premikajo ioni.
Člen Zn/Zn²⁺ in Fe²⁺/Fe iz 7. naloge
LastnostCinkov polčlenŽelezov polčlen
ElektrodaAnoda (−)Katoda (+)
Delna reakcijaZn → Zn²⁺ + 2 e⁻Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe
DogajanjeCink se raztaplja; masa pada.Železo se izloča; masa raste.
E° redukcije−0,76 V−0,44 V

E°člena = E°katode − E°anode = −0,44 − (−0,76) = 0,32 V

Vstavimo tabelarična redukcijska potenciala. Potencialov ne množimo s koeficienti reakcije.

Elektrolitski ključ sklene notranji del tokokroga in prepreči kopičenje naboja. V tem členu anioni potujejo proti cinkovemu polčlenu, kjer nastajajo Zn²⁺; kationi proti železovemu, kjer se Fe²⁺ porabljajo.

06

Elektroliza: električni tok poganja reakcijo

Zunanji vir napetosti omogoči redoks reakcijo, ki sama v tej smeri ne bi potekala spontano.

Elektrodi vedno poimenujemo po reakciji
ElektrodaVedno potekaGalvanski členElektroliza
AnodaOksidacija−+
KatodaRedukcija+−

Anoda = oksidacija. Katoda = redukcija. To velja pri obeh. Predznaka se zamenjata.

TALINA MgCl₂ / NALOGI 9 IN 11

Katoda: Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg

Anoda: 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻

Skupaj: MgCl₂(l) → Mg + Cl₂(g)

Za 1 mol Mg potrebujemo 2 mol e⁻. Talina ne vsebuje vode; za vodno raztopino bi morali upoštevati tudi njene možne reakcije.

VODA Z DODATKOM H₂SO₄ / NALOGA 12

Pri inertnih elektrodah in običajnih šolskih pogojih:

Katoda: 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂

Anoda: 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻

Skupaj: 2 H₂O → 2 H₂ + O₂

Za 1 mol H₂ potrebujemo 2 mol e⁻; za 1 mol O₂ pa 4 mol e⁻. Kislina izboljša električno prevodnost.

07

Računske naloge: od podatkov do rezultata

Pri reakcijah najprej uredi enačbo in uporabi razmerje koeficientov. Pri elektrolizi najprej zapiši delno reakcijo, da pravilno določiš število elektronov z.

  1. Izpiši podatke z enotami. mg pretvori v g, mL v L in ure v sekunde.
  2. Če imaš maso, izračunaj množino: n = m/M.
  3. Pri kemijski reakciji uporabi razmerje koeficientov; pri elektrolizi pa n(e⁻) = z · n(snovi).
  4. Izračunaj želeno količino ter dodaj enoto. Preveri, ali je velikost rezultata smiselna.

Pri računih v tem gradivu privzamemo 100-odstotni tokovni izkoristek. Za skladnost s testom uporabljamo F ≈ 96 500 C/mol.

02 / NA ENEM MESTU

Formule za test.

MNOŽINA

n = m / M

n [mol], m [g], M [g/mol]
MNOŽINSKA KONCENTRACIJA

c = n / V

c [mol/L], V [L]
ELEKTRIČNI NABOJ

Q = I · t

Q [C = A·s], I [A], t [s]
FARADAYEV ZAKON

Q = z · F · n

z: mol e⁻ na mol izbrane snovi
MASA PRI ELEKTROLIZI

m = Q · M / (z · F)

Tudi: m = I · t · M / (z · F)
NAPETOST ČLENA

E° = E°kat − E°an

Oba podatka sta redukcijska potenciala.

Konstante in pretvorbe: F ≈ 96 500 C/mol · 1 h = 3600 s · 1 mg = 0,001 g · 1 mL = 0,001 L.

Molske mase za te naloge: KMnO₄ 158,04 g/mol · Mg 24,31 g/mol · Ni 58,69 g/mol · H₂ 2,016 g/mol.

03 / FOTOGRAFIJE → RAZLOŽENE REŠITVE

Vseh 12 nalog, korak za korakom.

Najprej poskusi sam. Nato odpri rešitev in primerjaj postopek.

01Najvišje oksidacijsko število fosforjaOksidacijska števila

Odgovor C: H₄P₂O₇. Fosfor ima +5.

4 · (+1) + 2x + 7 · (−2) = 0 → x = +5

V PH₃ je P = −3, v H₃PO₃ je P = +3. V fosforjevem(III) oksidu, npr. P₄O₆, je prav tako +3.

Formula možnosti A na fotografiji je manj razločna. Zgornja primerjava velja za fosforjev(III) oksid. Če bi pri A pisalo P₂O₅, bi bil tudi tam P = +5 in naloga ne bi imela samo enega pravilnega odgovora.

02Katera reakcija ni redoks?Prepoznavanje sprememb

Odgovor B.

Na₂CO₃ + 2 HNO₃ → 2 NaNO₃ + CO₂ + H₂O

Ogljik ima v CO₃²⁻ in CO₂ enako oksidacijsko število +4; dušik ima v HNO₃ in NaNO₃ +5. Tudi pri drugih elementih ni spremembe. To je reakcija karbonata s kislino, brez prenosa elektronov.

  • A: Cr se reducira iz +6 v +3, S oksidira iz +4 v +6.
  • C: Zn se oksidira iz 0 v +2, N reducira iz +5 v +2.
  • D: S v H₂S preide iz −2 v 0, S v SO₂ pa iz +4 v 0.

Nastajanje CO₂ samo po sebi ne pomeni, da je reakcija redoks.

03Permanganat in železov(II) kloridUrejanje · oksidant · oksidacija

a) Urejena enačba:

KMnO₄ + 8 HCl + 5 FeCl₂ → MnCl₂ + 5 FeCl₃ + KCl + 4 H₂O

Mn preide iz +7 v +2 in sprejme 5 e⁻. Fe preide iz +2 v +3 in odda 1 e⁻, zato potrebujemo 5 Fe²⁺ na 1 MnO₄⁻.

b) FeCl₂ → FeCl₃ je oksidacija: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻.

c) Oksidant je KMnO₄, natančneje MnO₄⁻, ker se mangan v njem reducira. Reducent je FeCl₂ (Fe²⁺).

04Koliko sulfita je v vzorcu?38,72 mg KMnO₄ · 25,00 mL vzorca

Urejena enačba:

2 KMnO₄ + 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

a) Reducent je Na₂SO₃. S se oksidira iz +4 v +6. Mn se reducira iz +7 v +2.

Delni reakciji v kislem mediju:

SO₃²⁻ + H₂O → SO₄²⁻ + 2 H⁺ + 2 e⁻ / · 5

MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O / · 2

b) Množina Na₂SO₃:

  1. m(KMnO₄) = 38,72 mg = 0,03872 g
  2. n(KMnO₄) = 0,03872 / 158,04 = 2,450 · 10⁻⁴ mol
  3. Iz koeficientov: n(Na₂SO₃) / n(KMnO₄) = 5/2
  4. n(Na₂SO₃) = (5/2) · 2,450 · 10⁻⁴ = 6,125 · 10⁻⁴ mol

V vzorcu je 0,6125 mmol Na₂SO₃.

Uvod naloge omenja koncentracijo, podvprašanje b pa množino. Če izračunamo še koncentracijo:

c = n/V = (6,125 · 10⁻⁴ mol) / (0,02500 L) = 0,02450 mol/L

05Napetostna vrsta: katere reakcije potečejo?Vsi deli a–f

a) Najboljši reducent med ponujenimi

D: Rb(s). Med Ni²⁺, Zn, Cr³⁺ in Rb najlažje oddaja elektrone kovinski rubidij. Primerjaj dejansko ponujene delce, ne le imen elementov.

b) Napoved reakcij po podani vrsti

  • POTEČE*Al + 3 Ag⁺ → Al³⁺ + 3 Ag
  • POTEČE*3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al
  • NE POTEČECu + K⁺: baker ne reducira K⁺ v K.
  • POTEČE*F₂ + 2 Cl⁻ → 2 F⁻ + Cl₂

*To so formalne napovedi po napetostni vrsti, kot jih zahteva naloga. V resnični vodni raztopini, zlasti pri Mg/Al³⁺ in F₂, tekmujejo tudi reakcije z vodo; izločanje aluminija iz vode zato ni tako preprosto.

c) Kovine, ki reagirajo s klorovodikovo kislino

D: Ca, Zn, Al. Vse so v podani vrsti pred vodikom in lahko reducirajo H⁺ v H₂. Pri aluminiju lahko oksidna plast upočasni začetek reakcije.

d) Cink in svinčevi ioni

Zn + Pb²⁺ → Zn²⁺ + Pb

Obratna kombinacija Pb + Zn²⁺ po podani vrsti ne reagira spontano.

e) Aluminij ali baker v HCl

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂

Reagira aluminij. Baker s samo razredčeno HCl ne izpodrine vodika.

f) Klor v KI oziroma jod v NaCl

Cl₂ + 2 KI → 2 KCl + I₂

Ionsko: Cl₂ + 2 I⁻ → 2 Cl⁻ + I₂.

Klor je močnejši oksidant od joda, zato oksidira I⁻. Jod v raztopini NaCl ne povzroči obratne reakcije.

06Baterija s cinkom in srebrovim(I) oksidomPraznjenje baterije

Odgovor D: cink se oksidira.

Zn + Ag₂O → ZnO + 2 Ag

Zn: 0 → +2, odda elektrone. Ag v Ag₂O: +1 → 0, sprejme elektrone. Pri praznjenju baterija deluje kot galvanski člen. Srebrovi ioni se reducirajo.

Za formulo srebrovega(I) oksida uporabi Ag₂O, za cinkov oksid ZnO. Pri urejanju ohrani ti formuli.

07Galvanski člen Zn/FeE°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V · E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V

Železov polčlen ima bolj pozitiven redukcijski potencial, zato v njem poteka redukcija.

Cinkov polčlen — anoda (−):

Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻

Železov polčlen — katoda (+):

Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe

Elektroni: od Zn elektrode proti Fe elektrodi po zunanjem vodniku.

Skupna reakcija: Zn + Fe²⁺ → Zn²⁺ + Fe.

E° = −0,44 V − (−0,76 V) = +0,32 V

Standardna napetost člena je 0,32 V.

08Zakaj potrebujemo elektrolitski ključ?Tokokrog in električna nevtralnost

Elektrolitski ključ omogoča prehajanje ionov med polčlenoma, sklene notranji tokokrog in ohranja električno nevtralnost raztopin.

Na anodi nastajajo kovinski kationi, zato tja prehajajo anioni iz ključa. Na katodi se kovinski kationi porabljajo, zato proti temu polčlenu prehajajo kationi iz ključa. To velja za prikazani člen Zn/Fe.

Brez te izravnave bi se naboj kopičil in tok hitro prenehal. Skozi ključ potujejo ioni; elektroni tečejo po zunanjem vodniku.

09Masa magnezija iz danega nabojaQ = 289 500 A·s

Katoda: Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg, zato z = 2.

  1. Q = 289 500 A·s = 289 500 C
  2. n(e⁻) = Q/F = 289 500 / 96 500 = 3,000 mol
  3. n(Mg) = n(e⁻)/2 = 1,500 mol
  4. m(Mg) = 1,500 · 24,31 g = 36,465 g ≈ 36,5 g

Odgovor C: 36,5 g Mg.

10Kolikšen naboj potrebujemo za 2,50 g niklja?Redukcija Ni²⁺ in Faradayev zakon

a) To je redukcija:

Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni

Ion sprejme dva elektrona; oksidacijsko število pade iz +2 na 0.

b) Naboj:

n(Ni) = 2,50 g / (58,69 g/mol) = 0,04260 mol

Q = z · F · n = 2 · 96 500 · 0,04260 C ≈ 8221 C

Q ≈ 8,22 · 10³ C = 8,22 kC.

11Elektroliza taline MgCl₂: tok 3,0 A eno uroDelni reakciji in masa Mg

a) Delni reakciji:

Katoda (−): Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg

Anoda (+): 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻

b) Masa magnezija:

  1. t = 1 h = 3600 s
  2. Q = I · t = 3,0 · 3600 = 10 800 C
  3. z = 2 in M(Mg) = 24,31 g/mol
  4. m = (10 800 · 24,31) / (2 · 96 500) g = 1,360 g

Izloči se približno 1,36 g Mg.

Če dosledno zaokrožaš na dve veljavni števki toka 3,0 A, zapišeš 1,4 g. Vmesne rezultate ohrani z več števkami.

12Kolikšna masa vodika nastane pri elektrolizi vode?Voda + malo H₂SO₄ · 3,0 A · 1 h

Na katodi: 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂. Za 1 mol H₂ sta potrebna 2 mol elektronov, zato z = 2.

  1. Q = I · t = 3,0 · 3600 = 10 800 C
  2. n(H₂) = Q/(2F) = 10 800 / 193 000 = 0,05596 mol
  3. M(H₂) = 2,016 g/mol
  4. m(H₂) = 0,05596 · 2,016 g = 0,1128 g

Nastane približno 0,113 g H₂.

Na dve veljavni števki: 0,11 g. Uporabi molsko maso molekule H₂, ne posameznega atoma H.

04 / AKTIVNI PRIKLIC

Zapri zapiske. Preveri znanje.

Izberi odgovor. Po vsakem vprašanju dobiš razlago; odgovore lahko popraviš.

Odgovorjeno: 0 / 12

05 / POSKUSNI TEST

Preizkusi se kot na testu.

Nove naloge po vzoru elektrokemijskega dela priloženega testa. Najprej rešuj sam, nato primerjaj postopek in preštej točke.

10 nalog40 minut30 + 1 točk

Pripravi računalo in papir. Pri računih napiši postopek ter enote; pri redoks enačbah tudi delni reakciji. Rešitve se pokažejo ob zaključku testa.

Vpisani številčni rezultati in izbiri se preverijo samodejno. Postopek oceniš sam po jasnih merilih; prikazani seštevek je samoocena. To ni uradni šolski test.

Odgovori ostanejo shranjeni v tem brskalniku. Ne pošiljajo se nikamor.

Vpisani odgovori: 0 / 1040 min ali brez časovnika

06 / KORAK NAPREJ

Šest malo težjih nalog.

Iste vrste nalog, dodaten korak razmišljanja. Najprej reši na papir. Če se ustavi, odpri namig; rešitev pusti za konec.

Uporabi F = 96 500 C/mol. Če ni navedeno drugače, je tokovni izkoristek 100 %. Potrebne dodatne podatke najdeš pri vsaki nalogi.

01 / Urejanje + razmerje

Dikromat namesto permanganata

Uredi ionsko enačbo Cr₂O₇²⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → Cr³⁺ + Fe³⁺ + H₂O. Koliko mol Fe²⁺ reagira z 0,0150 mol Cr₂O₇²⁻? Določi oksidant in reducent.

Namig

Vsak Cr preide iz +6 v +3. V enem dikromatnem ionu sta dva atoma Cr.

Rešitev po korakih
  1. Redukcija: Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O.
  2. Oksidacija: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻; pomnoži s 6.
  3. Skupaj: Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 6 Fe³⁺. Naboj na vsaki strani je +24.
  4. n(Fe²⁺) = 6 · 0,0150 = 0,0900 mol. Oksidant: Cr₂O₇²⁻. Reducent: Fe²⁺.
02 / Koncentracija v dveh korakih

Najprej redčenje, nato titracija

10,00 mL raztopine sulfita razredčimo na 100,0 mL. Za reakcijo s 25,00 mL razredčene raztopine porabimo 12,00 mL KMnO₄ s koncentracijo 0,01000 mol/L. V kislem mediju velja razmerje n(MnO₄⁻) : n(SO₃²⁻) = 2 : 5. Izračunaj začetno koncentracijo sulfita.

Namig

Najprej izračunaj koncentracijo razredčene raztopine. Nato upoštevaj, kolikokrat smo povečali prostornino.

Rešitev po korakih
  1. n(MnO₄⁻) = 0,01000 · 0,01200 = 0,0001200 mol.
  2. n(SO₃²⁻) v 25,00 mL = (5/2) · 0,0001200 = 0,0003000 mol.
  3. c(razredčena) = 0,0003000 / 0,02500 = 0,01200 mol/L.
  4. Razredčenje je desetkratno: c(začetna) = 0,01200 · (100,0/10,00) = 0,1200 mol/L.
03 / Galvanski člen + stehiometrija

Kaj masa katode pove o anodi?

V idealnem členu Al/Al³⁺ || Cu²⁺/Cu se masa bakrene katode poveča za 1,905 g. Za koliko se zmanjša masa aluminijeve anode? Koliko mol elektronov se prenese? M(Cu) = 63,50 g/mol, M(Al) = 26,98 g/mol. Stranskih reakcij ni.

Namig

Na vsak mol Cu se preneseta 2 mol e⁻; vsak mol Al odda 3 mol e⁻.

Rešitev po korakih
  1. Skupna enačba: 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu.
  2. n(Cu) = 1,905 / 63,50 = 0,03000 mol. n(e⁻) = 2 · 0,03000 = 0,06000 mol.
  3. n(Al) = n(e⁻)/3 = 0,02000 mol.
  4. Masa anode se zmanjša za m(Al) = 0,02000 · 26,98 = 0,5396 g. Masi sprememb elektrod nista enaki.
04 / Enak naboj, različna masa

Dve elektrolizni celici v zaporedni vezavi

Skozi zaporedno vezani celici z Ag⁺ in Ni²⁺ steče enak naboj. Na prvi katodi nastane 2,158 g Ag. Koliko Ni nastane na drugi? Če teče tok 1,50 A, koliko časa traja proces? Izkoristek je 100 %. M(Ag) = 107,9 g/mol, M(Ni) = 58,69 g/mol.

Namig

Enak naboj pomeni enako množino elektronov, ne enake množine kovin.

Rešitev po korakih
  1. Ag⁺ + e⁻ → Ag; Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni.
  2. n(Ag) = 2,158 / 107,9 = 0,02000 mol, zato n(e⁻) = 0,02000 mol.
  3. n(Ni) = 0,01000 mol; m(Ni) = 0,01000 · 58,69 = 0,5869 g.
  4. Q = 0,02000 · 96 500 = 1930 C. t = 1930 / 1,50 = 1287 s ≈ 21,4 min.
05 / Faradayev zakon + izkoristek

Elektroliza z 90-odstotnim izkoristkom

Pri elektrolizi taline MgCl₂ teče tok 5,00 A 45,0 min. Tokovni izkoristek za Mg je 90,0 %. Koliko Mg dobimo? Koliko minut bi pri enakem toku in izkoristku potrebovali za 2,00 g Mg? M(Mg) = 24,31 g/mol. Pomoč: m(dejanska) = η · I · t · M/(zF), kjer je η = 0,900.

Namig

Izkoristek zmanjša nastalo maso. Pri želeni masi zato čas deliš z η.

Rešitev po korakih
  1. Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg, zato z = 2. t = 45,0 · 60 = 2700 s; Q = 13 500 C.
  2. Teoretično m = 13 500 · 24,31 / (2 · 96 500) = 1,700 g.
  3. Dejanska masa = 0,900 · 1,700 = 1,53 g.
  4. Za 2,00 g: t = m · zF/(ηIM) = 2,00 · 2 · 96 500 / (0,900 · 5,00 · 24,31) ≈ 3528 s = 58,8 min.
06 / Redoks + zmogljivost baterije

Koliko časa deluje srebrova baterija?

Pri praznjenju idealne baterije poteka reakcija Zn + Ag₂O → ZnO + 2 Ag. Baterija vsebuje 0,654 g uporabnega Zn in dovolj Ag₂O. Kolikšen naboj lahko odda in koliko ur lahko daje stalni tok 20,0 mA? M(Zn) = 65,4 g/mol. Privzemi popolno izrabo Zn.

Namig

Zn preide iz oksidacijskega števila 0 v +2. Tok 20,0 mA pretvori v A.

Rešitev po korakih
  1. Zn je reducent (0 → +2), Ag(I) v Ag₂O se reducira v Ag(0); Ag₂O je oksidant.
  2. n(Zn) = 0,654 / 65,4 = 0,0100 mol. n(e⁻) = 2 · 0,0100 = 0,0200 mol.
  3. Q = n(e⁻)F = 0,0200 · 96 500 = 1930 C.
  4. I = 0,0200 A. t = Q/I = 96 500 s = 26,8 h. To je idealni izračun brez izgub.

07 / ZADNJA PONOVITEV

Preden oddaš test.

Šest stvari, ki jih moraš znati

  • Izračunati oksidacijsko število.
  • Ločiti oksidacijo, redukcijo, oksidant in reducent.
  • Urediti redoks enačbo in iz nje prebrati množinsko razmerje.
  • Iz napetostne vrste napovedati smer reakcije.
  • Določiti anodo, katodo, tok elektronov in napetost člena.
  • Izračunati Q, n in m pri elektrolizi.

Najpogostejše napake

  • Oksidant se reducira; reducent se oksidira.
  • Anoda ni vedno negativna; pri elektrolizi je pozitivna.
  • V elektrolitskem ključu se gibljejo ioni.
  • Pri napetosti odštej tudi negativni predznak: −0,44 − (−0,76).
  • z določi iz delne reakcije, ne iz indeksa v formuli.
  • Pri H₂ uporabi M = 2,016 g/mol; uro pretvori v sekunde.

Predlog učenja: preberi 7 sklopov → sam reši 12 nalog → preveri rešitve → reši kviz → reši test za vajo → poskusi težje naloge → ponovi dele, pri katerih si se zmotil.

Osnova: štiri priložene fotografije »Pregledne naloge – elektrokemija«. Rešitve so ponovno izračunane in razložene. Manj razločna formula v 1. nalogi je posebej označena. Gradivo je namenjeno učenju. Prenesi tudi besedilne zapiske (.txt).