Примерни прашања и дискусија за електрохемиски апликации
Електрохемијата е гранка на хемијата што ја проучува врската помеѓу хемиските реакции и електричната енергија. Во секојдневниот живот, електрохемијата може да се најде во различни области, како што се батерии, сензори, корозија и процеси на галванизација. За подобро да го разбереме ова, презентираме неколку примери на проблеми и дискусии поврзани со апликациите на електрохемијата.
Пример за прашање 1: Галванска батерија (волтаична ќелија)
Прашање:
Галванска ќелија е направена со Zn (цинк) и Cu (бакар) електроди потопени во раствори ZnSO₄ и CuSO₄, соодветно. Стандардниот електроден потенцијал за Zn²⁺/Zn е -0,76 V, а за Cu²⁺/Cu е +0,34 V. Пресметајте го напонот на ќелијата (E° ќелија) на галванската ќелија.
Пембахасан:
1. Определете ја полуклеточната реакција:
– Полуклеточна реакција за цинк (Zn):
\[
Zn \десна стрелка Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Полуклеточна реакција за бакар (Cu):
\[
Cu^{2+} + 2e^- \деснастрелка Cu
\]
2. Идентификување на анодата и катодата:
– Анода (оксидација): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (понегативна, -0.76 V)
– Катода (намалување): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (попозитивен, +0.34 V)
3. Пресметување на напонот на ќелијата (E° ќелија):
– Стандардна формула за напон на ќелијата:
\[
E°_{\text{ќелија}} = E°_{\text{катода}} – E°_{\text{анода}}
\]
Со:
\[
E°_{\text{катода}} = +0,34 \text{V}
\]
\[
E°_{\text{анода}} = -0,76 V}
\]
– Значи, напонот на ќелијата:
\[
E°_{\text{sel}} = 0.34 V – (-0.76 V) = 1.10 V
\]
Пример прашање 2: Електролиза на раствор од NaCl
Прашање:
При електролиза на раствор од NaCl (aq) со употреба на инертни електроди, одредете ги гасовите што се создаваат на анодата и катодата. Исто така, запишете ги реакциите што се случуваат на секоја електрода.
Пембахасан:
1. Реакција на електродата:
– Катода (редукција):
Јоните што можат да бидат вклучени се Na⁺ и H₂O.
Редукциските реакции што обично се јавуваат се:
\[
2H_2O + 2e^- \десно стрелка H_2 (g) + 2OH^-
\]
Значи, гасот произведен на катодата е \(H_2 \).
– Анода (оксидација):
Јоните што можат да бидат вклучени се Cl⁻ и H₂O.
Оксидациските реакции што обично се случуваат се:
\[
2Cl^- \десна стрелка Cl_2 (g) + 2e^-
\]
Значи, гасот произведен на анодата е \(Cl_2 \).
2. Вкупна реакција:
– Реакција на катодата:
\[
2H_2O + 2e^- \десно стрелка H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Реакција на анодата:
\[
2Cl^- \десна стрелка Cl_2 (g) + 2e^-
\]
– Вкупна реакција:
\[
2H_2O + 2Cl^- \десна стрелка H_2 (g) + Cl_2 (g) + 2OH^-
\]
Пример за прашање 3: Процес на галванизација
Прашање:
Пресметајте ја масата на среброто (Ag) наталожено на катодата со примена на електрична струја од 0,5 A во тек на 2 часа во раствор од AgNO₃. Моларната маса на среброто е 107,87 g/mol, а 1 Фарадеј е еквивалентен на 96.485 C/mol e⁻.
Пембахасан:
1. Определете го вкупниот електричен полнеж (Q):
– Струја (I) = 0.5 A
– Време (t) = 2 часа = 2 × 3600 секунди = 7200 секунди
– Вкупниот електричен полнеж (Q) се пресметува со помош на формулата:
\[
Q = I \ пати t
\]
- Значи:
\[
Q = 0.5 A пати 7200 s = 3600 C
\]
2. Пресметување на бројот на молови на електрони (n):
– 1 мол електрони = 96.485 C
– Број на испорачани молови електрони:
\[
n = \frac{3600 \text{C}}{96.485 \text{C/mol}} приближно 0.0373 \text{mol}
\]
3. Одредување на масата на депонирано сребро:
– Редукциска реакција на катодата:
\[
Ag^+ + e^- \деснастрелка Ag \текст{ (s)}
\]
– 1 мол електрони произведува 1 мол Ag
– Број на молови на наталожен Ag:
\[
0.0373 \text{мол Ag}
\]
– Користејќи ја моларната маса на Ag (107,87 g/mol):
\[
Маса на Ag = 0.0373 mol пати 107.87 g/mol, приближно 4.02 g
\]
Така, масата на среброто депонирано на катодата е околу 4.02 грама.
Пример за прашање 4: Корозија
Прашање:
Опишете го процесот на корозија на железото во влажна средина и запишете ги хемиските реакции што се случуваат.
Пембахасан:
1. Фази на корозија:
– Реакција на анодата:
Железото се оксидира до ферични јони:
\[
Fe \десна стрелка Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Реакција на катодата:
Кислородот во воздухот реагира со вода и електрони од анодата:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- \десна стрелка 2H_2O
\]
Во неутрална-некисела средина, поверојатната реакција е:
\[
O_2 + 2H_2O + 4e^- \десна стрелка 4OH^-
\]
2. Формирање на железо хидроксид:
– Fe²⁺ јоните се спојуваат со OH⁻ јони за да формираат Fe(OH)₂:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \десна стрелка Fe(OH)_2
\]
3. Формирање на 'рѓа:
– Понатамошната оксидација на Fe(OH)₂ произведува Fe(OH)₃ кој се суши и формира 'рѓа (Fe₂O₃.nH₂O):
\[
4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \десна стрелка 4Fe(OH)_3
\]
– Fe(OH)₃ може да се претвори во Fe₂O₃ со губење на вода:
\[
2Fe(OH)_3 \десно стрелка Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Овој процес покажува како железото кородира преку серија електрохемиски реакции. Познавањето на корозијата е од суштинско значење за одржување на трајноста на металните материјали во зградите и инфраструктурата.
Со разбирање на пример прашањата и дискусиите погоре, се надеваме дека читателите ќе добијат појасна слика за практичната примена на електрохемиските принципи во секојдневниот живот.
