Pavyzdiniai klausimai ir elektrocheminių pritaikymų aptarimas
Elektrochemija yra chemijos šaka, tirianti cheminių reakcijų ir elektros sąryšį. Kasdieniame gyvenime elektrochemija naudojama įvairiose srityse, pavyzdžiui, baterijose, jutikliuose, korozijos ir galvanizavimo procesuose. Norėdami tai geriau suprasti, pateikiame keletą pavyzdžių ir diskusijų, susijusių su elektrochemijos taikymais.
1 klausimo pavyzdys: Galvaninė baterija (galvaninis elementas)
Klausimas:
Galvaninis elementas pagamintas iš Zn (cinko) ir Cu (vario) elektrodų, panardintų atitinkamai į ZnSO₄ ir CuSO₄ tirpalus. Standartinis Zn²⁺/Zn elektrodo potencialas yra -0,76 V, o Cu²⁺/Cu – +0,34 V. Apskaičiuokite galvaninio elemento įtampą (E° elementas).
Diskusija:
1. Nustatykite pusinės ląstelės reakciją:
– Pusinės ląstelės reakcija su cinku (Zn):
\[
Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Pusinės celės reakcija variui (Cu):
\[
Cu^{2+} + 2e^- \rightrodyklė Cu
\]
2. Anodo ir katodo identifikavimas:
– Anodas (oksidacija): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (neigiamesnė, -0.76 V)
– Katodas (redukcija): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (teigiamas, +0.34 V)
3. Elemento įtampos (E° elemento) apskaičiavimas:
– Standartinė celės įtampos formulė:
\[
E°_{\text{cell}} = E°_{\text{katodas}} – E°_{\text{anodas}}
\]
Su:
\[
E°_{\text{katodas}} = +0,34 \text{ V}
\]
\[
E°_{\text{anodas}} = -0,76 \text{ V}
\]
– Taigi, elemento įtampa:
\[
E°_{\text{sel}} = 0.34 \text{ V} – (-0.76 \text{ V}) = 1.10 \text{ V}
\]
2 klausimo pavyzdys: NaCl tirpalo elektrolizė
Klausimas:
NaCl (aq) tirpalo elektrolizės metu naudojant inertinius elektrodus, nustatykite anode ir katode susidariusias dujas. Taip pat užrašykite reakcijas, vykstančias kiekviename elektrode.
Diskusija:
1. Reakcija elektrode:
– Katodas (redukcinis):
Galimi dalyvaujantys jonai yra Na⁺ ir H₂O.
Paprastai vykstančios redukcijos reakcijos yra šios:
\[
2H_2O + 2e^- \rodyklė dešinėn H_2 (g) + 2OH^-
\]
Taigi, katode susidariusios dujos yra \(H_2 \).
– Anodas (oksidacija):
Galimi dalyvaujantys jonai yra Cl⁻ ir H₂O.
Paprastai vyksta šios oksidacijos reakcijos:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
Taigi, anode susidarančios dujos yra \(Cl_2 \).
2. Bendra reakcija:
– Reakcija prie katodo:
\[
2H_2O + 2e^- \rodyklė dešinėn H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Reakcija prie anodo:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
– Bendra reakcija:
\[
2H_2O + 2Cl^- \rodyklė dešinėn H_2 (g) + Cl_2 (g) + 2OH^-
\]
3 pavyzdžio klausimas: Galvanizavimo procesas
Klausimas:
Apskaičiuokite ant katodo nusodinto sidabro (Ag) masę, 2 valandas AgNO₃ tirpale tekant 0,5 A elektros srovę. Sidabro molinė masė yra 107,87 g/mol, o 1 Faradėjaus vienetas atitinka 96.485 C/mol e⁻.
Diskusija:
1. Nustatykite bendrą elektros krūvį (Q):
– Srovė (I) = 0.5 A
– Laikas (t) = 2 valandos = 2 × 3600 sekundžių = 7200 sekundžių
– Bendras elektros krūvis (Q) apskaičiuojamas pagal formulę:
\[
Q = I × t
\]
- Taigi:
\[
Q = 0.5 ∫A × 7200 ∫s = 3600 ∫C
\]
2. Elektronų molių skaičiaus (n) apskaičiavimas:
– 1 molis elektronų = 96.485 C
– Pateiktų elektronų molių skaičius:
\[
n = ∫\frac{3600 \text{ C}}{96.485 \text{ C/mol}} \apytiksliai 0.0373 \text{ mol}
\]
3. Nusodinto sidabro masės nustatymas:
– Redukcijos reakcija katode:
\[
Ag^+ + e^- \rightrodrow Ag \text{ (s)}
\]
– 1 molis elektronų pagamina 1 molį Ag
– Nusodintų Ag molių skaičius:
\[
0.0373 \text{ mol Ag}
\]
– Naudojant Ag molinę masę (107,87 g/mol):
\[
\text{Ag masė} = 0.0373 \text{ mol} × 107.87 \text{ g/mol} \apytiksliai 4.02 \text{ g}
\]
Taigi, ant katodo nusodinto sidabro masė yra apie 4.02 gramo.
4 pavyzdžio klausimas: Korozija
Klausimas:
Apibūdinkite geležies korozijos procesą drėgnoje aplinkoje ir užrašykite vykstančias chemines reakcijas.
Diskusija:
1. Korozijos etapai:
– Reakcija prie anodo:
Geležis oksiduojama iki geležies jonų:
\[
Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Reakcija katode:
Deguonis ore reaguoja su vandeniu ir elektronais iš anodo:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- \rodyklė į dešinę 2H_2O
\]
Neutralioje, nerūgštinėje aplinkoje labiau tikėtina reakcija:
\[
O_2 + 2H_2O + 4e^- \rodyklė į dešinę 4OH^-
\]
2. Geležies hidroksido susidarymas:
– Fe²⁺ jonai jungiasi su OH⁻ jonais ir sudaro Fe(OH)₂:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2
\]
3. Rūdžių susidarymas:
– Tolesnė Fe(OH)₂ oksidacija gamina Fe(OH)₃, kuris džiūdamas sudaro rūdis (Fe₂O₃.nH₂O):
\[
4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightrodyklė 4Fe(OH)_3
\]
– Fe(OH)₃ gali virsti į Fe₂O₃ atiduodant vandenį:
\[
2Fe(OH)_3 \rodyklė dešinėn Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Šis procesas parodo, kaip geležis koroduoja per elektrocheminių reakcijų seriją. Žinios apie koroziją yra būtinos norint išlaikyti metalinių medžiagų ilgaamžiškumą pastatuose ir infrastruktūroje.
Tikimasi, kad suprasdami aukščiau pateiktus pavyzdinius klausimus ir diskusijas, skaitytojai galės susidaryti aiškesnį vaizdą apie praktinį elektrocheminių principų taikymą kasdieniame gyvenime.
