Exemplos de preguntas e debate sobre aplicacións electroquímicas
A electroquímica é unha rama da química que estuda a relación entre as reaccións químicas e a electricidade. Na vida cotiá, a electroquímica pódese atopar en varios campos, como baterías, sensores, corrosión e procesos de galvanoplastia. Para comprender mellor isto, presentamos varios exemplos de problemas e debates relacionados coas aplicacións da electroquímica.
Exemplo de pregunta 1: Batería galvánica (célula voltaica)
Pregunta:
Unha célula galvánica fabrícase con eléctrodos de Zn (cinc) e Cu (cobre) mergullados en solucións de ZnSO₄ e CuSO₄ respectivamente. O potencial estándar do eléctrodo para Zn²⁺/Zn é de -0,76 V e para Cu²⁺/Cu é de +0,34 V. Calcula a voltaxe da célula (célula E°) da célula galvánica.
Debate:
1. Determina a reacción da semicélula:
– Reacción de semicélula para o zinc (Zn):
\[
Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Reacción de semicélula para o cobre (Cu):
\[
Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu
\]
2. Identificación do ánodo e do cátodo:
– Ánodo (oxidación): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (máis negativo, -0.76 V)
– Cátodo (redución): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (máis positivo, +0.34 V)
3. Cálculo da voltaxe da cela (cela E°):
– Fórmula estándar da tensión das celas:
\[
E°_{\text{cela}} = E°_{\text{cátodo}} – E°_{\text{ánodo}}
\]
Con:
\[
E°_{\text{cátodo}} = +0,34 \text{ V}
\]
\[
E°_{\text{ánodo}} = -0,76 \text{ V}
\]
– Entón, a voltaxe da cela:
\[
E°_{\text{sel}} = 0.34 \text{ V} – (-0.76 \text{ V}) = 1.10 \text{ V}
\]
Exemplo de pregunta 2: Electrólise dunha solución de NaCl
Pregunta:
Na electrólise dunha solución de NaCl (aq) usando eléctrodos inertes, determine os gases producidos no ánodo e no cátodo. Ademais, escriba as reaccións que ocorren en cada eléctrodo.
Debate:
1. Reacción no eléctrodo:
– Cátodo (Redución):
Os ións que poden estar implicados son Na⁺ e H₂O.
As reaccións de redución que adoitan producirse son:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
Entón, o gas producido no cátodo é \( H_2 \).
– Ánodo (oxidación):
Os ións que poden estar implicados son Cl⁻ e H₂O.
As reaccións de oxidación que adoitan producirse son:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
Entón, o gas producido no ánodo é \(Cl_2\).
2. Reacción xeral:
– Reacción no cátodo:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Reacción no ánodo:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
– Reacción total:
\[
2H_2O + 2Cl^- \rightarrow H_2 (g) + Cl_2 (g) + 2OH^-
\]
Exemplo de pregunta 3: Proceso de galvanoplastia
Pregunta:
Calcula a masa de prata (Ag) depositada no cátodo aplicando unha corrente eléctrica de 0,5 A durante 2 horas nunha solución de AgNO₃. A masa molar da prata é de 107,87 g/mol e 1 Faraday é equivalente a 96.485 C/mol e⁻.
Debate:
1. Determina a carga eléctrica total (Q):
– Corrente (I) = 0.5 A
– Tempo (t) = 2 horas = 2 × 3600 segundos = 7200 segundos
– A carga eléctrica total (Q) calcúlase mediante a fórmula:
\[
Q = I × t
\]
- Entón:
\[
Q = 0.5 \text{ A} \text{ 7200 \text{ s} = 3600 \text{ C}
\]
2. Cálculo do número de moles de electróns (n):
– 1 mol de electróns = 96.485 °C
– Número de moles de electróns entregados:
\[
n = \frac{3600 \text{ C}}{96.485 \text{ C/mol}} \aprox. 0.0373 \text{ mol}
\]
3. Determinación da masa de prata depositada:
– Reacción de redución no cátodo:
\[
Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \text{ (s)}
\]
– 1 mol de electróns produce 1 mol de Ag
– Número de moles de Ag depositados:
\[
0.0373 mol de Ag
\]
– Usando a masa molar de Ag (107,87 g/mol):
\[
Masa de Ag = 0.0373 mol × 107.87 g/mol aprox. 4.02 g
\]
Así, a masa de prata depositada no cátodo é duns 4.02 gramos.
Exemplo de pregunta 4: Corrosión
Pregunta:
Describe o proceso de corrosión do ferro nun ambiente húmido e escribe as reaccións químicas que se producen.
Debate:
1. Etapas da corrosión:
– Reacción no ánodo:
O ferro oxídase a ións férricos:
\[
Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Reacción no cátodo:
O osíxeno do aire reacciona coa auga e os electróns do ánodo:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O
\]
Nun ambiente neutro non ácido, a reacción máis probable é:
\[
O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-
\]
2. Formación de hidróxido de ferro:
– Os ións Fe²⁺ combínanse cos ións OH⁻ para formar Fe(OH)₂:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2
\]
3. Formación de ferruxe:
– Unha maior oxidación do Fe(OH)₂ produce Fe(OH)₃, que se seca para formar ferruxe (Fe₂O₃.nH₂O):
\[
4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O \rightarrow 4Fe(OH)₃
\]
– O Fe(OH)₃ pode transformarse en Fe₂O₃ ao perder auga:
\[
2Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Este proceso demostra como o ferro se corroe mediante unha serie de reaccións electroquímicas. O coñecemento da corrosión é esencial para manter a durabilidade dos materiais metálicos en edificios e infraestruturas.
Ao comprender as preguntas de exemplo e os debates anteriores, espérase que os lectores poidan obter unha idea máis clara da aplicación práctica dos principios electroquímicos na vida cotiá.
