Skip to content
Graad 12 · Chemie · Les 3

Elektrochemie

Ontleed galvaniese en elektrolitiese selle, gebruik die standaardelektrodepotensiaaltabel om selpotensiaal en spontaneïteit te voorspel, en pas Faraday se wette toe.

Skakel om IEB-uitbreidingsinhoud te wys

Oksidasie & Reduksie-opsomming

Elektrochemie is gebou op redoksreaksies. Onthou die Engelse geheue-ezel OIL RIG: Oxidation Is Loss of electrons (oksidasie is verlies van elektrone); Reduction Is Gain of electrons (reduksie is opname van elektrone). In elektrochemie word elektronoorplasing ingespan om elektriese werk te verrig (galvaniese sel) of aangedryf deur elektriese werk (elektrolitiese sel).

Anode = Oksidasie. Katode = Reduksie. (Engelse geheuehulp: Anode–Oxidation, Cathode–Reduction — “A–O” en “C–R” deel dieselfde beginletter in Engels.) Dit geld vir BEIDE galvaniese en elektrolitiese selle.

Galvaniese (Voltaïese) Selle

’n Galvaniese sel skakel die chemiese energie van ’n spontane redoksreaksie om in elektriese energie. Die Daniell-sel (Zn–Cu) is die klassieke voorbeeld:

Anode: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e−
Katode: Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s)
Totaal: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Selnotasie (lynnotasie): Anode links; katode regs; dubbele vertikale lyn (||) verteenwoordig die soutbrug; enkele vertikale lyn (|) verteenwoordig ’n fasegrens.

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

Standaardelektrodepotensiale (E°)

Die standaardelektrodepotensiaal (E°) is die potensiaal van ’n halfsel gemeet teenoor die standaardwaterstofelektrode (SWE, E° = 0,00 V) onder standaardtoestande: 25°C, 1 mol·dm−3, 1 atm. Alle waardes word geskryf as reduksiepotensiale.

Halfreaksie (reduksie)E° (V)Karakter
F2 + 2e− → 2F−+2.87Sterkste OM
MnO4− + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O+1.51Sterk OM
Cl2 + 2e− → 2Cl−+1.36Sterk OM
O2 + 4H+ + 4e− → 2H2O+1.23
Ag+ + e− → Ag+0.80
Fe3+ + e− → Fe2++0.77
Cu2+ + 2e− → Cu+0.34
2H+ + 2e− → H20.00SWE (verwysing)
Fe2+ + 2e− → Fe−0,44
Zn2+ + 2e− → Zn−0,76Sterk RM
Na+ + e− → Na−2,71Sterk RM
Li+ + e− → Li−3,04Sterkste RM
E°sel = E°katode − E°anode
Reël: As E°sel > 0, is die reaksie spontaan onder standaardtoestande (galvaniese sel). As E°sel < 0, is die reaksie nie-spontaan (benodig elektriese toevoer → elektrolitiese sel). Vir die Zn-Cu-sel: E°sel = +0,34 − (−0,76) = +1,10 V.

Elektrolitiese Selle

’n Elektrolitiese sel gebruik ’n eksterne kragbron (battery/GS-bron) om ’n nie-spontane redoksreaksie aan te dryf. Die positiewe terminaal van die battery is aan die anode gekoppel; die negatiewe terminaal aan die katode.

Elektrolise van gesmelte NaCl (Downs-sel):

Katode (−): Na+ + e− → Na    (natriummetaal)
Anode (+): 2Cl− → Cl2 + 2e−    (chloorgas)

Elektrolise van water (verdunde H2SO4 as elektroliet):

Katode: 4H+ + 4e− → 2H2(g)    (waterstofgas, 2 volumes)
Anode: 2H2O → O2(g) + 4H+ + 4e−    (suurstofgas, 1 volume)

Elektroplatering: ’n Metaalvoorwerp (katode) word met ’n ander metaal bedek. Die plateringsmetaal is die anode. Voorbeeld — silwerplatering van ’n lepel: silweranode, lepel as katode, silwernitraatoplossing as elektroliet. Ag+-ione slaan by die katode op die lepel neer: Ag+ + e− → Ag.

Wette van Faraday oor Elektrolise

Faraday se Eerste Wet: Die massa stof wat by ’n elektrode neergeslaan word, is eweredig aan die hoeveelheid lading wat deurgevoer word.

Faraday se Tweede Wet: Vir dieselfde hoeveelheid lading is die massa neergeslaan eweredig aan die molêre massa en omgekeerd eweredig aan die aantal elektrone oorgedra (n).

Q = It      (lading = stroom × tyd, in coulomb)
nstof = Q / (ne × F)      (mol neergeslaan)
F = 96 485 C·mol−1      (Faraday-konstante)

Uitgewerkte voorbeeld: Hoeveel gram koper word neergeslaan wanneer ’n stroom van 2,00 A vir 30 minute deur ’n CuSO4-oplossing vloei?

Q = It = 2,00 × (30 × 60) = 3 600 C
Cu2+ + 2e− → Cu    (ne = 2)
n(Cu) = Q / (ne × F) = 3600 / (2 × 96485) = 0,01865 mol
m(Cu) = 0,01865 × 63,5 = 1,18 g
⭐ IEB-uitbreiding — Nernst-vergelyking & Konsentrasieselle

Die standaard selpotensiaal E° geld slegs onder standaardtoestande. Die Nernst-vergelyking bereken die werklike selpotensiaal by nie-standaardkonsentrasies:

E = E° − (RT/nF) ln Q   ≈  E° − (0,0592/n) log Q    (by 25°C)

Waar R = 8,314 J·mol−1·K−1, T = temperatuur (K), n = mol elektrone oorgedra, F = 96 485 C·mol−1, Q = reaksiekwosiënt.

  • As Q < 1 (produkte laag, reagense hoog): E > E° — selpotensiaal word verhoog.
  • As Q > 1 (produkte hoog): E < E° — selpotensiaal word verlaag.
  • By ewewig: E = 0 en Q = K. Die battery is “pap”.

Konsentrasieselle: Beide halfselle gebruik dieselfde elektrode en ioon, maar teen verskillende konsentrasies. E°sel = 0, maar Esel ≠ 0 omdat die Nernst-vergelyking ’n nie-nul waarde gee. Stroom vloei van die verdunde na die gekonsentreerde halfsel totdat konsentrasies gelyk word.

Voorspel eers: Watter elektrode in die Daniell-sel verloor met tyd massa: sink of koper? Toets dit dan: Kyk na die galvaniese sel en volg die rigting van elektronvloei.

Daniell-sel (Galvanies) — Zn | Zn²♠ || Cu²♠ | Cu

Selinligting
Lesings
E°sel
+1,10 V
Spontaan?
Ja
Anode
Zn (oksidasie)
Katode
Cu (reduksie)
0/6
Vasvra voltooi! Gaan die verduidelikings na om jou begrip te versterk.
IEB-uitbreidingsvrae
Beantwoord alle vrae in jou skrif. Wys volledige berekeninge met eenhede. Vir seldiagramme moet jy alle dele merk: anode, katode, rigting van elektronvloei, soutbrug, en ioonmigrasierigtings.
Vraag 1 — Galvaniese Selontleding
’n Galvaniese sel word gebou met Fe- en Ag-elektrodes in hul onderskeie ioonoplossings.
Gegee: E°(Ag+/Ag) = +0,80 V; E°(Fe2+/Fe) = −0,44 V

(a) Identifiseer die anode en katode. Motiveer jou antwoord met E°-waardes.
(b) Skryf die halfreaksie by elke elektrode en die algehele gebalanseerde selreaksie.
(c) Bereken E°sel. Is die reaksie spontaan? Verduidelik.
(d) Skryf die selnotasie (lynnotasie) vir hierdie sel.
(e) Beskryf die rigting van elektronvloei en ioonmigrasie deur die soutbrug.

(10 punte)
Vraag 2 — Elektrolise-berekeninge (Faraday)
’n Stroom van 3,00 A word vir 45 minute deur ’n oplossing van silwernitraat (AgNO3) gevoer.
Gegee: Ag+ + e− → Ag; M(Ag) = 108 g·mol−1; F = 96 485 C·mol−1

(a) Bereken die totale lading Q wat deurgevoer is.
(b) Bereken die mol Ag wat neergeslaan is.
(c) Bereken die massa Ag wat neergeslaan is.
(d) By watter elektrode (anode of katode) slaan die silwer neer? Skryf die halfreaksie.

(6 punte)
Vraag 3 — Voorspel Reaksies met E°
Gebruik die tabel van standaardelektrodepotensiale om die volgende te beantwoord:

(a) Kan Cl2 Fe2+ na Fe3+ oksideer? Toon jou berekening van E°sel.
(b) Sal sink in ’n oplossing van CuSO4 oplos? Skryf die selreaksie en bereken E°sel.
(c) Verduidelik waarom koper nie in verdunde HCl oplos nie, maar sink wel. Gebruik E°-waardes.

(6 punte)
Vraag 4 — Elektroplatering
’n Juwelier wil ’n silwerarmband met goud (Au) elektroplateer. Die elektroliet wat gebruik word, is goud(III)chloriedoplossing (AuCl3).

(a) Identifiseer die anode, katode en elektroliet in hierdie elektroplateringsel.
(b) Skryf die halfreaksie wat by die katode plaasvind.
(c) Hoeveel lading sou nodig wees om 0,500 g goud neer te slaan? (M(Au) = 197 g·mol−1; Au3+ + 3e− → Au)
(d) As ’n stroom van 0,250 A gebruik word, hoe lank (in minute) sal die platering neem?

(6 punte)
Vraag 5 — Lees van Elektroplateringsdata
’n Leerder elektroplateer koper vanuit ’n CuSO4-oplossing (Cu2+ + 2e− → Cu; M(Cu) = 64 g·mol−1) vir ’n vaste tyd van 25 minute, met verskillende strome:
Stroom I (A)0.51.01.52.0
Massa Cu neergeslaan (g)0.250.500.751.00
(a) Bereken massa ÷ I vir elke kolom. Wat bevestig hierdie (ongeveer konstante) waarde oor die verband tussen massa neergeslaan en stroom, by ’n vaste tyd?
(b) Gebruik F = 96 485 C·mol−1 en die I = 1,0 A-datapunt om n(Cu) neergeslaan te bereken, dan n(e−) deurgevoer, dan die lading Q. Toon dat hierdie lading ooreenstem met ’n plateringstyd van ongeveer 25 minute by 1,0 A.
(c) Gebruik die patroon in die tabel (nie ’n nuwe berekening vanaf F nie) om die massa koper te voorspel wat deur ’n stroom van 3,0 A oor dieselfde 25 minute neergeslaan sou word.

(6 punte)