Прыклады пытанняў і абмеркаванне электрахімічных ужыванняў
Электрахімія — гэта раздзел хіміі, які вывучае сувязь паміж хімічнымі рэакцыямі і электрычнасцю. У паўсядзённым жыцці электрахімію можна знайсці ў розных галінах, такіх як батарэі, датчыкі, карозія і працэсы гальванічнага пакрыцця. Каб лепш зразумець гэта, мы прадстаўляем некалькі прыкладаў задач і дыскусій, звязаных з іх прымяненнем.
Прыклад пытання 1: Гальванічная батарэя (вольтавы элемент)
Пытанне:
Гальванічны элемент выраблены з электродаў Zn (цынку) і Cu (медзі), апушчаных у растворы ZnSO₄ і CuSO₄ адпаведна. Стандартны патэнцыял электрода для Zn²⁺/Zn складае -0,76 В, а для Cu²⁺/Cu — +0,34 В. Разлічыце напружанне элемента (E° элемента) гальванічнага элемента.
Абмеркаванне:
1. Вызначце рэакцыю паўклеткі:
– Паўэлементная рэакцыя на цынк (Zn):
\[
Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Рэакцыя паўэлемента для медзі (Cu):
\[
Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu
\]
2. Вызначэнне анода і катода:
– Анод (акісленне): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (больш адмоўны, -0.76 В)
– Катод (аднаўленне): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (больш станоўчы, +0.34 В)
3. Разлік напружання на элементе (элемент E°):
– Стандартная формула напружання элемента:
\[
E°_{\text{клетка}} = E°_{\text{катод}} – E°_{\text{анод}}
\]
З:
\[
E°_{\text{катод}} = +0,34 \text{В}
\]
\[
E°_{\text{анод}} = -0,76 \text{В}
\]
– Такім чынам, напружанне ячэйкі:
\[
E°_{\text{sel}} = 0.34 \text{V} – (-0.76 \text{V}) = 1.10 \text{V}
\]
Прыклад пытання 2: Электроліз раствора NaCl
Пытанне:
Пры электролізе раствора NaCl (aq) з выкарыстаннем інэртных электродаў вызначце газы, якія ўтвараюцца на анодзе і катодзе. Таксама запішыце рэакцыі, якія адбываюцца на кожным электродзе.
Абмеркаванне:
1. Рэакцыя на электродзе:
– Катод (аднаўленне):
Іёны, якія могуць быць задзейнічаны, - гэта Na⁺ і H₂O.
Звычайна адбываюцца наступныя рэакцыі аднаўлення:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
Такім чынам, газ, які ўтвараецца на катодзе, — гэта \(H_2 \).
– Анод (акісленне):
Іёны, якія могуць быць задзейнічаны, - гэта Cl⁻ і H₂O.
Звычайна адбываюцца наступныя рэакцыі акіслення:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (г) + 2e^-
\]
Такім чынам, газ, які ўтвараецца на анодзе, — гэта \(Cl_2 \).
2. Агульная рэакцыя:
– Рэакцыя на катодзе:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Рэакцыя на анодзе:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (г) + 2e^-
\]
– Агульная рэакцыя:
\[
2H_2O + 2Cl^- \rightarrow H_2 (г) + Cl_2 (г) + 2OH^-
\]
Прыклад пытання 3: Працэс гальванічнага пакрыцця
Пытанне:
Вылічыце масу срэбра (Ag), якое асяло на катодзе, падаючы электрычны ток сілай 0,5 А на працягу 2 гадзін у растворы AgNO₃. Малярная маса срэбра складае 107,87 г/моль, а 1 адзінка Фарадэя эквівалентная 96 485 Кл/моль e⁻.
Абмеркаванне:
1. Вызначце поўны электрычны зарад (Q):
– Сіла току (I) = 0.5 А
– Час (t) = 2 гадзіны = 2 × 3600 секунд = 7200 секунд
– Агульны электрычны зарад (Q) вылічваецца па формуле:
\[
Q = I множыць t
\]
- Дык вось:
\[
Q = 0.5 \text{A} \times 7200 \text{s} = 3600 \text{C}
\]
2. Разлік колькасці моляў электронаў (n):
– 1 моль электронаў = 96.485 Кл
– Колькасць моляў аддадзеных электронаў:
\[
n = \frac{3600 \text{ C}}{96.485 \text{ C/моль}} \прыблізна 0.0373 \text{ моль}
\]
3. Вызначэнне масы нанесенага срэбра:
– Рэакцыя аднаўлення на катодзе:
\[
Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \text{ (s)}
\]
– 1 моль электронаў утварае 1 моль Ag
– Колькасць моляў нанесенага срэбра:
\[
0.0373 \text{ моль Ag}
\]
– Выкарыстоўваючы малярную масу Ag (107,87 г/моль):
\[
\text{Маса Ag} = 0.0373 \text{ моль} \times 107.87 \text{ г/моль} \approx 4.02 \text{ г}
\]
Такім чынам, маса срэбра, якое асяло на катодзе, складае каля 4.02 грама.
Прыклад пытання 4: Карозія
Пытанне:
Апішыце працэс карозіі жалеза ў вільготным асяроддзі і запішыце хімічныя рэакцыі, якія адбываюцца.
Абмеркаванне:
1. Этапы карозіі:
– Рэакцыя на анодзе:
Жалеза акісляецца да іёнаў жалеза (III):
\[
Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Рэакцыя на катодзе:
Кісларод паветра рэагуе з вадой і электронамі з анода:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O
\]
У нейтральным некіслым асяроддзі больш верагодная рэакцыя:
\[
O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-
\]
2. Утварэнне гідраксіду жалеза:
– Іоны Fe²⁺ злучаюцца з іонамі OH⁻, утвараючы Fe(OH)₂:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2
\]
3. Утварэнне іржы:
– Далейшае акісленне Fe(OH)₂ утварае Fe(OH)₃, які пры высыханні ўтварае іржу (Fe₂O₃·nH₂O):
\[
4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3
\]
– Fe(OH)₃ можа ператварацца ў Fe₂O₃ пры страты вады:
\[
2Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Гэты працэс дэманструе, як жалеза карадзіруе праз серыю электрахімічных рэакцый. Веды пра карозію неабходныя для падтрымання трываласці металічных матэрыялаў у будынках і інфраструктуры.
Разумеючы прыведзеныя вышэй прыклады пытанняў і абмеркаванні, чытачы змогуць атрымаць больш выразнае ўяўленне аб практычным прымяненні электрахімічных прынцыпаў у паўсядзённым жыцці.
