Specimenaj Demandoj kaj Diskuto pri Elektrokemiaj Aplikoj
Elektrokemio estas branĉo de kemio, kiu studas la rilaton inter kemiaj reakcioj kaj elektro. En la ĉiutaga vivo, elektrokemio troveblas en diversaj kampoj, kiel ekzemple baterioj, sensiloj, korodo kaj galvanizaj procezoj. Por plu kompreni tion, ni prezentas plurajn ekzemplajn problemojn kaj diskutojn rilatajn al aplikoj de elektrokemio.
Ekzempla Demando 1: Galvana Baterio (Voltaa Pilo)
Demando:
Galvana pilo estas farita per Zn (zinko) kaj Cu (kupro) elektrodoj trempitaj en solvaĵojn de ZnSO₄ kaj CuSO₄ respektive. La norma elektroda potencialo por Zn²⁺/Zn estas -0,76 V, kaj por Cu²⁺/Cu estas +0,34 V. Kalkulu la ĉeltension (E°-pilo) de la galvana pilo.
Diskuto:
1. Determinu la Duonĉelan Reakcion:
– Duonĉela reakcio por zinko (Zn):
\[
Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Duonĉela reakcio por kupro (Cu):
\[
Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu
\]
2. Identigante la Anodon kaj Katodon:
– Anodo (oksidado): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (pli negativa, -0.76 V)
– Katodo (redukto): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (pli pozitiva, +0.34 V)
3. Kalkulante Ĉelan Tension (E° ĉelo):
– Formulo de norma ĉeltensio:
\[
E°_{\tekst{ĉelo}} = E°_{\tekst{katodo}} – E°_{\tekst{anodo}}
\]
Kun:
\[
E°_{\tekst{katodo}} = +0,34 \tekst{V}
\]
\[
E°_{\tekst{anodo}} = -0,76 \tekst{V}
\]
– Do, la ĉeltensio:
\[
E°_{\tekst{sel}} = 0.34 \tekst{V} – (-0.76 \tekst{V}) = 1.10 \tekst{V}
\]
Ekzempla Demando 2: Elektrolizo de NaCl-Solvaĵo
Demando:
En la elektrolizo de NaCl (aq) solvaĵo uzante inertajn elektrodojn, determinu la gasojn produktitajn ĉe la anodo kaj katodo. Ankaŭ, skribu la reakciojn kiuj okazas ĉe ĉiu elektrodo.
Diskuto:
1. Reakcio ĉe la elektrodo:
– Katodo (Redukto):
La jonoj, kiuj povas esti implikitaj, estas Na⁺ kaj H₂O.
La reduktaj reakcioj, kiuj kutime okazas, estas:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
Do, la gaso produktita ĉe la katodo estas \(H_2\).
– Anodo (Oksidado):
La jonoj, kiuj povas esti implikitaj, estas Cl⁻ kaj H₂O.
La oksidigaj reakcioj, kiuj kutime okazas, estas:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
Do, la gaso produktita ĉe la anodo estas \(Cl_2 \).
2. Ĝenerala Reago:
– Reakcio ĉe la katodo:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Reakcio ĉe la anodo:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
– Totala reakcio:
\[
2H_2O + 2Cl^- \rightarrow H_2 (g) + Cl_2 (g) + 2OH^-
\]
Ekzempla Demando 3: Galvaniza Procezo
Demando:
Kalkulu la mason de arĝento (Ag) deponita sur la katodo aplikante elektran kurenton de 0,5 A dum 2 horoj en AgNO₃-solvaĵo. La mola maso de arĝento estas 107,87 g/mol kaj 1 Faraday egalas al 96.485 C/mol e⁻.
Diskuto:
1. Determinu la Totalan Elektran Ŝargon (Q):
– Kurento (I) = 0.5 A
– Tempo (t) = 2 horoj = 2 × 3600 sekundoj = 7200 sekundoj
– La totala elektra ŝargo (Q) estas kalkulata per la formulo:
\[
Q = I × t
\]
- Do:
\[
Q = 0.5 \tekst{ A} \times 7200 \tekst{ s} = 3600 \tekst{ C}
\]
2. Kalkulante la nombron de moloj de elektronoj (n):
– 1 molo da elektronoj = 96.485 °C
– Nombro da moloj da liveritaj elektronoj:
\[
n = \frac{3600 \text{ C}}{96.485 \text{ C/mol}} \proksimume 0.0373 \text{ mol}
\]
3. Determini la mason de deponita arĝento:
– Reduktoreakcio ĉe la katodo:
\[
Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \text{ (s)}
\]
– 1 molo da elektronoj produktas 1 molon da Ag
– Nombro da moloj de Ag deponitaj:
\[
0.0373 mol Ag
\]
– Uzante la molan mason de Ag (107,87 g/mol):
\[
\tekst{Maso de Ag} = 0.0373 \tekst{ mol} \times 107.87 \tekst{ g/mol} \proksimume 4.02 \tekst{ g}
\]
Tiel, la maso de arĝento deponita sur la katodo estas ĉirkaŭ 4.02 gramoj.
Ekzempla Demando 4: Korodo
Demando:
Priskribu la korodprocezon de fero en humida medio kaj surpaperigu la kemiajn reakciojn, kiuj okazas.
Diskuto:
1. Korodaj Stadioj:
– Reakcio ĉe la anodo:
Fero estas oksidigita al feraj jonoj:
\[
Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Reakcio ĉe la Katodo:
Oksigeno en la aero reagas kun akvo kaj elektronoj de la anodo:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O
\]
En neŭtrala-neacida medio, la pli probabla reakcio estas:
\[
O₂ + 2H₂O + 4e⁻ ⁻ 4OH⁻
\]
2. Formado de Fera Hidroksido:
– Fe²⁺-jonoj kombiniĝas kun OH⁻-jonoj por formi Fe(OH)₂:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2
\]
3. Rustformiĝo:
– Plia oksidiĝo de Fe(OH)₂ produktas Fe(OH)₃ kiu sekiĝas por formi ruston (Fe₂O₃.nH₂O):
\[
4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O \rightarrow 4Fe(OH)₃
\]
– Fe(OH)₃ povas ŝanĝiĝi al Fe₂O₃ per perdo de akvo:
\[
2Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Ĉi tiu procezo montras kiel fero korodas per serio de elektrokemiaj reakcioj. Scio pri korodo estas esenca por konservi la daŭripovon de metalaj materialoj en konstruaĵoj kaj infrastrukturo.
Komprenante la ekzemplajn demandojn kaj diskutojn supre, oni esperas, ke legantoj povos akiri pli klaran bildon pri la praktika apliko de elektrokemiaj principoj en la ĉiutaga vivo.
