Aplikazio elektrokimikoei buruzko galdera-laginak eta eztabaida
Elektrokimika erreakzio kimikoen eta elektrizitatearen arteko erlazioa aztertzen duen kimikaren adarra da. Eguneroko bizitzan, elektrokimika hainbat arlotan aurki daiteke, hala nola baterietan, sentsoreetan, korrosioan eta galvanizazio prozesuetan. Hori hobeto ulertzeko, elektrokimikaren aplikazioekin lotutako hainbat arazo eta eztabaida aurkezten ditugu.
1. galderaren adibidea: Bateria galbanikoa (pila voltaikoa)
Galdera:
Pila galbaniko bat Zn (zink) eta Cu (kobre) elektrodoekin egiten da, ZnSO₄ eta CuSO₄ disoluzioetan murgilduta, hurrenez hurren. Zn²⁺/Zn-ren elektrodo potentzial estandarra -0,76 V da, eta Cu²⁺/Cu-rena +0,34 V. Kalkulatu pila galbanikoaren tentsioa (E° pila).
Eztabaida:
1. Zehaztu erdi-zelula erreakzioa:
– Zinkaren (Zn) erdi-zelulako erreakzioa:
\[
Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Kobrearen (Cu) erdi-zelulako erreakzioa:
\[
Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu
\]
2. Anodoa eta katodoa identifikatzea:
– Anodoa (oxidazioa): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (negatiboagoa, -0.76 V)
– Katodoa (erredukzioa): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (positiboagoa, +0.34 V)
3. Zelularen tentsioa kalkulatzea (E° zelula):
– Pila estandarraren tentsio-formula:
\[
E°_{\text{zelula}} = E°_{\text{katodo}} – E°_{\text{anodo}}
\]
Honekin:
\[
E°_{\text{katodoa}} = +0,34 \text{ V}
\]
\[
E°_{\text{anodo}} = -0,76 \text{ V}
\]
– Beraz, zelularen tentsioa:
\[
E°_{\text{sel}} = 0.34 \text{ V} – (-0.76 \text{ V}) = 1.10 \text{ V}
\]
2. galderaren adibidea: NaCl disoluzioaren elektrolisia
Galdera:
Elektrodo geldoak erabiliz NaCl (aq) disoluzio baten elektrolisian, zehaztu anodoan eta katodoan sortzen diren gasak. Era berean, idatzi elektrodo bakoitzean gertatzen diren erreakzioak.
Eztabaida:
1. Elektrodoan gertatzen den erreakzioa:
– Katodoa (Murrizketa):
Na⁺ eta H₂O izan daitezke tartean.
Normalean gertatzen diren erredukzio-erreakzioak hauek dira:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
Beraz, katodoan sortzen den gasa \( H_2 \) da.
– Anodoa (oxidazioa):
Inplikatuta egon daitezkeen ioiak Cl⁻ eta H₂O dira.
Normalean gertatzen diren oxidazio erreakzioak hauek dira:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
Beraz, anodoan sortutako gasa \(Cl_2\) da.
2. Erreakzio orokorra:
– Katodoko erreakzioa:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Anodoan gertatzen den erreakzioa:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
– Erreakzio osoa:
\[
2H_2O + 2Cl^- \rightarrow H_2 (g) + Cl_2 (g) + 2OH^-
\]
3. galderaren adibidea: Galvanizazio prozesua
Galdera:
Kalkulatu katodoan metatutako zilarraren (Ag) masa, 0,5 A-ko korronte elektrikoa 2 orduz AgNO₃ disoluzio batean aplikatuz. Zilarraren masa molarra 107,87 g/mol da eta 1 Faraday 96.485 C/mol e⁻-ren baliokidea da.
Eztabaida:
1. Zehaztu karga elektriko osoa (Q):
– Korrontea (I) = 0.5 A
– Denbora (t) = 2 ordu = 2 × 3600 segundo = 7200 segundo
– Karga elektriko osoa (Q) formula hau erabiliz kalkulatzen da:
\[
Q = I \t
\]
- Beraz:
\[
Q = 0.5 \text{ A} \times 7200 \text{ s} = 3600 \text{ C}
\]
2. Elektroi molen kopurua kalkulatzea (n):
– Elektroi mol 1 = 96.485 C
– Emandako elektroi mol kopurua:
\[
n = \frac{3600 \text{ C}}{96.485 \text{ C/mol}} \gutxi gorabehera 0.0373 \text{ mol}
\]
3. Gordailatutako zilarraren masa zehaztea:
– Katodoan gertatzen den erredukzio-erreakzioa:
\[
Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \text{ (s)}
\]
– Elektroi mol 1ek Ag mol 1 sortzen du
– Gordailatutako Ag mol kopurua:
\[
0.0373 mol Ag
\]
– Ag-ren masa molarra erabiliz (107,87 g/mol):
\[
Ag-ren masa = 0.0373 mol × 107.87 g/mol = 4.02 g gutxi gorabehera
\]
Beraz, katodoan metatutako zilarraren masa 4.02 gramo ingurukoa da.
4. galderaren adibidea: Korrosioa
Galdera:
Deskribatu burdinaren korrosio-prozesua ingurune heze batean eta idatzi gertatzen diren erreakzio kimikoak.
Eztabaida:
1. Korrosioaren etapak:
– Anodoan gertatzen den erreakzioa:
Burdina ioi ferrikoetan oxidatzen da:
\[
Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Erreakzioa katodoan:
Aireko oxigenoak urarekin eta anodoko elektroiekin erreakzionatzen du:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- 2H_2O
\]
Ingurune neutro-ez-azido batean, erreakzio probableena hau da:
\[
O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-
\]
2. Burdin hidroxidoaren eraketa:
– Fe²⁺ ioiak OH⁻ ioiekin konbinatzen dira Fe(OH)₂ osatzeko:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2
\]
3. Herdoilaren eraketa:
– Fe(OH)₂-ren oxidazio gehiagok Fe(OH)₃ sortzen du, eta hau lehortzen denean herdoila (Fe₂O₃.nH₂O) sortzen du:
\[
4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3
\]
– Fe(OH)₃ Fe₂O₃ bihur daiteke ura galduz:
\[
2Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Prozesu honek erakusten du nola korroditzen den burdina erreakzio elektrokimikoen serie baten bidez. Korrosioaren ezagutza ezinbestekoa da eraikin eta azpiegituretako metal materialen iraunkortasuna mantentzeko.
Goiko adibide-galderak eta eztabaidak ulertuz, irakurleek printzipio elektrokimikoen eguneroko bizitzan aplikazio praktikoaren ikuspegi argiagoa lortzea espero da.
