Page 160 - Demo

152ElektrokimiaKONCEPTE KYÇETrajtat e oksiduara kanë më pak elektrone se trajtat e reduktuara. Kur trajta e oksiduar pranon elektrone, ajo bëhet trajtë e reduktuar. Për shembull, në reaksioninCu2+(uj) + 2e− → Cu(ng),Cu2+(uj) është trajta e oksiduar dhe Cu(ng) është trajta e reduktuar. Në reaksioninCl2(g) + 2e− → 2Cl−(uj)Cl2(g) është trajtë e oksiduar dhe Cl− është trajtë e reduktuar. Simboli z përfaqëson numrin e elektroneve që transferohen nga trajta e oksiduar në trajtën e reduktuar. Për shembull, në reaksioninCu2+(uj) + 2e− → Cu(ng), z = 2. Në reaksionin: Fe3+(uj) + e− → Fe2+(uj), z = 1.1. Bazuar në vlerat e Eopër gjysmëreaksionin Zn2+(uj)|Zn(ng), të dhëna në tabelën 2 (mësimi 18.6), njehsoni vlerën e E kur përqendrimi i joneve Zn2+(uj) është 0,01 mol/l.2. Lexoni me kujdes shembullin 1. Parashikoni se çfarë do të ndodhë nëse gjysmë-elementi i pikës b lidhet me atë të pikës c.ZBATIME TË NJOHURIVESHEMBUJ TË ZGJIDHURShembulli 1 Me anë të ekuacionit të Nernstit, llogaritni (njehsoni) E për gjysmë-elementin Cu2 +(uj) | Cu (ng), ku përqendrimi i Cu2+(uj) është: a) 1,0 mol/l; b) 0,1 mol/l; c) 0,0001 mol/l.PërgjigjeDuke qenë se ky është një gjysmë-element metali, mund të përdorim këtë formë të ekuacionit të Nernstit:E = Eo + (0,059) log[jon]zPër këtë gjysmë-element: E = +0,34 V. Ndaj shkruajmë:E = 0,34 V + (0,059) log[Cu2+(uj)] 2a)[Cu2+(uj)] = 1,0 mol/l.log 1,0 = 0, pra E = Eo = 0,34 V. Ky është rezultati që mund të prisnim, sepse [Cu2+(uj)] = 1,00 mol/l është përqendrimi në kushte standarde.b)[Cu2+(uj)] = 0,1 mol/l. log 0,1 = −1, pra E = (0,34 – 0,0295) V = 0,31 Vc)[Cu2+(uj)] = 0,0001 mol/l. log 0,0001 = –4, pra E = (0,34 – 0,118) V = 0,22 VVërejmë se edhe kur përqendrimi i Cu2+(uj) është i ulët (0,0001 mol/l), vlera e E pëson një rënie të lehtë, nga 0,34 V në 0,22 V. Kjo e përforcon edhe më shumë pohimin se ndryshimet e mëdha të përqendrimit çojnë thjesht në ndryshime të vogla të E.Shembulli 2 Përdorni ekuacionin e Nernstit për të llogaritur E për gjysmëelementin Fe3 +(uj) | Fe2+(uj) kur përqendrimet janë: a) Fe3+(uj) = 0,001 mol /l dhe Fe2+(uj) = 1,0 mol/l, b) Fe3+(uj) = 1,0 mol/l dhe Fe2+(uj) = 0,001 mol/l; c) Fe3+(uj) = 0,001 mol/l dhe Fe2+(uj) = 0,001 mol/l.PërgjigjeKy është një gjysmë-element jon/jon, kështu që mund të përdorim këtë variant të ekuacionit të Nernstit:E = Eo + (0,059) log [trajta e oksiduar] z [trajta e reduktuar]Për këtë gjysmë-element, Fe3+(uj) është trajtë e oksiduar, Fe2+(uj) është trajta e reduktuar dhe z = 1. Për këtë gjysmë-element E = +0,77V, prandaj:E = 0,77V + (0,059) log[Fe3+(uj)] 1 [Fe3+(uj)]a) log ([Fe3+(uj)] /[Fe3+(uj)] = log(0,001/1,0) = log(0,001) = −3. kështu që E = (0,77 – 0,177) V = 0,59 Vb) log ([Fe3+(uj)] /[Fe3+(uj)] = log(1,0/0,001) = log(1000) = +3. prandaj E = (0,77 + 0,177) V = 0,95 Vc) log ([Fe3+(uj)] /[Fe3+(uj)] = log(0,001/0,001) log(1) = 0. kështu që E = (0,77 – 0) V = 0,77 VVërejmë se në rastin (c), E është e barabartë me Eo, sepse ndryshimet e përqendrimeve të Fe3+(uj) dhe Fe2+(uj) asnjanësojnë njëri-tjetrin.Elementet e përqendrimitNjë gjysmë-element i dhënë mund të ketë potenciale elektrodike të ndryshme të E,në varësi të përqendrimit të joneve. Kjo do të thotë që mund të ndërtojmë një pilë (element galvanik) vetëm duke vënë së bashku dy gjysmë-elemente të njëjta, por me përqendrime të ndryshme jonesh. Ky është shembulli i një pile përqendrimi.