Primjeri pitanja i rasprava o elektrokemijskim primjenama
Elektrokemija je grana kemije koja proučava odnos između kemijskih reakcija i elektriciteta. U svakodnevnom životu elektrokemija se može naći u raznim područjima, kao što su baterije, senzori, korozija i procesi galvanizacije. Kako bismo to bolje razumjeli, predstavljamo nekoliko primjera problema i rasprava vezanih uz primjenu elektrokemije.
Primjer pitanja 1: Galvanska baterija (voltaični članak)
Pitanje:
Galvanska ćelija je napravljena od Zn (cinkovih) i Cu (bakrenih) elektroda umočenih u otopine ZnSO₄ odnosno CuSO₄. Standardni potencijal elektrode za Zn²⁺/Zn je -0,76 V, a za Cu²⁺/Cu je +0,34 V. Izračunajte napon ćelije (E° ćelija) galvanske ćelije.
Rasprava:
1. Odredite reakciju polućelije:
– Reakcija polućelije za cink (Zn):
\[
Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Reakcija polućelije za bakar (Cu):
\[
Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu
\]
2. Identificiranje anode i katode:
– Anoda (oksidacija): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (negativnija, -0.76 V)
– Katoda (redukcija): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (pozitivnije, +0.34 V)
3. Izračun napona ćelije (E° ćelija):
– Standardna formula za napon ćelije:
\[
E°_{\text{cell}} = E°_{\text{katoda}} – E°_{\text{anoda}}
\]
S:
\[
E°_{\text{katoda}} = +0,34 \text{V}
\]
\[
E°_{\text{anoda}} = -0,76 \text{V}
\]
– Dakle, napon ćelije:
\[
E°_{\text{sel}} = 0.34 \text{V} – (-0.76 \text{V}) = 1.10 \text{V}
\]
Primjer pitanja 2: Elektroliza otopine NaCl
Pitanje:
U elektrolizi otopine NaCl (aq) korištenjem inertnih elektroda, odredite plinove koji nastaju na anodi i katodi. Također, zapišite reakcije koje se odvijaju na svakoj elektrodi.
Rasprava:
1. Reakcija na elektrodi:
– Katoda (redukcija):
Ioni koji mogu biti uključeni su Na⁺ i H₂O.
Reakcije redukcije koje se obično događaju su:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
Dakle, plin proizveden na katodi je \( H_2 \).
– Anoda (oksidacija):
Ioni koji mogu biti uključeni su Cl⁻ i H₂O.
Oksidacijske reakcije koje se obično događaju su:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
Dakle, plin proizveden na anodi je \( Cl_2 \).
2. Ukupna reakcija:
– Reakcija na katodi:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Reakcija na anodi:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
– Ukupna reakcija:
\[
2H_2O + 2Cl^- \rightarrow H_2 (g) + Cl_2 (g) + 2OH^-
\]
Primjer pitanja 3: Postupak galvanizacije
Pitanje:
Izračunajte masu srebra (Ag) taloženog na katodi primjenom električne struje od 0,5 A tijekom 2 sata u otopini AgNO₃. Molarna masa srebra je 107,87 g/mol, a 1 Faraday je ekvivalentan 96 485 C/mol e⁻.
Rasprava:
1. Odredite ukupni električni naboj (Q):
– Struja (I) = 0.5 A
– Vrijeme (t) = 2 sata = 2 × 3600 sekundi = 7200 sekundi
– Ukupni električni naboj (Q) izračunava se pomoću formule:
\[
Q = I puta t
\]
- Dakle:
\[
Q = 0.5 \text{ A} \times 7200 \text{ s} = 3600 \text{ C}
\]
2. Izračunavanje broja molova elektrona (n):
– 1 mol elektrona = 96.485 C
– Broj molova isporučenih elektrona:
\[
n = \frac{3600 \text{ C}}{96.485 \text{ C/mol}} \approx 0.0373 \text{ mol}
\]
3. Određivanje mase taloženog srebra:
– Reakcija redukcije na katodi:
\[
Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \text{ (s)}
\]
– 1 mol elektrona proizvodi 1 mol Ag
– Broj molova deponiranog Ag:
\[
0.0373 mol Ag
\]
– Korištenjem molarne mase Ag (107,87 g/mol):
\[
\text{Masa Ag} = 0.0373 \text{ mol} \puta 107.87 \text{ g/mol} \približno 4.02 \text{ g}
\]
Dakle, masa srebra taloženog na katodi je oko 4.02 grama.
Primjer pitanja 4: Korozija
Pitanje:
Opišite proces korozije željeza u vlažnom okruženju i napišite kemijske reakcije koje se pritom odvijaju.
Rasprava:
1. Faze korozije:
– Reakcija na anodi:
Željezo se oksidira do željeznih iona:
\[
Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Reakcija na katodi:
Kisik u zraku reagira s vodom i elektronima s anode:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O
\]
U neutralnom-nekiselom okruženju, vjerojatnija reakcija je:
\[
O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-
\]
2. Stvaranje željeznog hidroksida:
– Fe²⁺ ioni se kombiniraju s OH⁻ ionima i tvore Fe(OH)₂:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2
\]
3. Stvaranje hrđe:
– Daljnja oksidacija Fe(OH)₂ proizvodi Fe(OH)₃ koji se suši i stvara hrđu (Fe₂O₃·nH₂O):
\[
4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3
\]
– Fe(OH)₃ se može pretvoriti u Fe₂O₃ gubitkom vode:
\[
2Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Ovaj proces pokazuje kako željezo korodira kroz niz elektrokemijskih reakcija. Poznavanje korozije ključno je za održavanje trajnosti metalnih materijala u zgradama i infrastrukturi.
Razumijevanjem gore navedenih primjera pitanja i rasprava, nadamo se da će čitatelji dobiti jasniju sliku praktične primjene elektrokemijskih principa u svakodnevnom životu.
