Ukázkové otázky a diskuse o elektrochemických aplikacích
Elektrochemie je odvětví chemie, které studuje vztah mezi chemickými reakcemi a elektřinou. V každodenním životě se elektrochemie uplatňuje v různých oblastech, jako jsou baterie, senzory, koroze a galvanické pokovování. Pro lepší pochopení uvádíme několik příkladů problémů a diskusí týkajících se aplikací v elektrochemii.
Příklad otázky 1: Galvanická baterie (voltaický článek)
Otázka:
Galvanický článek je vyroben ze Zn (zinkových) a Cu (měděných) elektrod ponořených do roztoků ZnSO₄ a CuSO₄. Standardní elektrodový potenciál pro Zn²⁺/Zn je -0,76 V a pro Cu²⁺/Cu je +0,34 V. Vypočítejte napětí článku (E° článku) galvanického článku.
Diskuse:
1. Určete reakci poločlánku:
– Reakce poločlánku pro zinek (Zn):
\[
Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Reakce poločlánku pro měď (Cu):
\[
Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu
\]
2. Identifikace anody a katody:
– Anoda (oxidace): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (zápornější, -0.76 V)
– Katoda (redukce): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (kladnější, +0.34 V)
3. Výpočet napětí článku (článek E°):
– Standardní vzorec pro napětí článku:
\[
E°_{\text{buňka}} = E°_{\text{katoda}} – E°_{\text{anoda}}
\]
S:
\[
E°_{\text{katoda}} = +0,34 \text{V}
\]
\[
E°_{\text{anoda}} = -0,76 \text{V}
\]
– Takže napětí článku:
\[
E°_{\text{sel}} = 0.34 \text{V} – (-0.76 \text{V}) = 1.10 \text{V}
\]
Příklad otázky 2: Elektrolýza roztoku NaCl
Otázka:
Při elektrolýze roztoku NaCl (aq) za použití inertních elektrod určete množství plynů vznikajících na anodě a katodě. Také zapište reakce, které probíhají na každé elektrodě.
Diskuse:
1. Reakce na elektrodě:
– Katoda (redukce):
Mohou se jednat o ionty Na⁺ a H₂O.
Redukční reakce, které obvykle probíhají, jsou:
\[
2H_2O + 2e^- \vpravo H_2 (g) + 2OH^-
\]
Takže plyn produkovaný na katodě je \( H_2 \).
– Anoda (oxidace):
Mohou se jednat o ionty Cl⁻ a H₂O.
Oxidační reakce, které obvykle probíhají, jsou:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
Takže plyn produkovaný na anodě je \( Cl_2 \).
2. Celková reakce:
– Reakce na katodě:
\[
2H_2O + 2e^- \vpravo H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Reakce na anodě:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
– Celková reakce:
\[
2H_2O + 2Cl^- \vpravo H_2 (g) + Cl_2 (g) + 2OH^-
\]
Příklad otázky 3: Proces galvanického pokovování
Otázka:
Vypočítejte hmotnost stříbra (Ag) naneseného na katodu aplikací elektrického proudu 0,5 A po dobu 2 hodin v roztoku AgNO₃. Molární hmotnost stříbra je 107,87 g/mol a 1 Faradayova jednotka odpovídá 96 485 C/mol e⁻.
Diskuse:
1. Určete celkový elektrický náboj (Q):
– Proud (I) = 0.5 A
– Čas (t) = 2 hodiny = 2 × 3600 sekund = 7200 sekund
– Celkový elektrický náboj (Q) se vypočítá pomocí vzorce:
\[
Q = I krát t
\]
- Takže:
\[
Q = 0.5 \text{ A} \krát 7200 \text{ s} = 3600 \text{ C}
\]
2. Výpočet počtu molů elektronů (n):
– 1 mol elektronů = 96.485 C
– Počet molů dodaných elektronů:
\[
n = \frac{3600 \text{ C}}{96.485 \text{ C/mol}} \přibližně 0.0373 \text{ mol}
\]
3. Stanovení hmotnosti uloženého stříbra:
– Redukční reakce na katodě:
\[
Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \text{ (s)}
\]
– 1 mol elektronů produkuje 1 mol Ag
– Počet molů naneseného Ag:
\[
0.0373 mol Ag
\]
– Použitím molární hmotnosti Ag (107,87 g/mol):
\[
\text{Hmotnost Ag} = 0.0373 \text{ mol} \krát 107.87 \text{ g/mol} \přibližně 4.02 \text{ g}
\]
Hmotnost stříbra naneseného na katodě je tedy asi 4.02 gramu.
Příklad otázky 4: Koroze
Otázka:
Popište proces koroze železa ve vlhkém prostředí a napište chemické reakce, které při tom probíhají.
Diskuse:
1. Fáze koroze:
– Reakce na anodě:
Železo se oxiduje na železité ionty:
\[
Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Reakce na katodě:
Kyslík ve vzduchu reaguje s vodou a elektrony z anody:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O
\]
V neutrálním nekyselém prostředí je pravděpodobnější reakce:
\[
O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-
\]
2. Vznik hydroxidu železa:
– Ionty Fe²⁺ se spojují s ionty OH⁻ za vzniku Fe(OH)₂:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2
\]
3. Tvorba rzi:
– Další oxidací Fe(OH)₂ vzniká Fe(OH)₃, které zaschne a tvoří rez (Fe₂O₃·nH₂O):
\[
4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3
\]
– Fe(OH)₃ se může ztrátou vody přeměnit na Fe₂O₃:
\[
2Fe(OH)_3 \vpravo Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Tento proces demonstruje, jak železo koroduje řadou elektrochemických reakcí. Znalost koroze je nezbytná pro udržení trvanlivosti kovových materiálů v budovách a infrastruktuře.
Doufáme, že pochopením výše uvedených příkladových otázek a diskusí si čtenáři udělají jasnější představu o praktickém uplatnění elektrochemických principů v každodenním životě.
