Электрохимийн хэрэглээний жишээ асуултууд ба хэлэлцүүлэг
Электрохими нь химийн урвал ба цахилгаан хоорондын хамаарлыг судалдаг химийн салбар юм. Өдөр тутмын амьдралд электрохимийг батерей, мэдрэгч, зэврэлт, электролизийн процесс гэх мэт янз бүрийн салбарт олж болно. Үүнийг илүү сайн ойлгохын тулд бид электрохимийн хэрэглээтэй холбоотой хэд хэдэн жишээ бодлого, хэлэлцүүлгийг танилцуулж байна.
Жишээ асуулт 1: Гальваник батерей (Вольтаик элемент)
Асуулт:
Гальваник элементийг ZnSO₄ болон CuSO₄ уусмалд дүрсэн Zn (цайр) болон Cu (зэс) электродуудаар хийдэг. Zn²⁺/Zn-ийн стандарт электродын потенциал нь -0,76 В, Cu²⁺/Cu-ийн хувьд +0,34 В байна. Гальваник элементийн элементийн хүчдэлийг (E° элемент) тооцоолно уу.
Хэлэлцүүлэг:
1. Хагас эсийн урвалыг тодорхойлно уу:
– Цайрын (Zn) хагас эсийн урвал:
\[
Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Зэсийн (Cu) хагас эсийн урвал:
\[
Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu
\]
2. Анод ба катодыг тодорхойлох нь:
– Анод (исэлдэлт): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (илүү сөрөг, -0.76 В)
– Катод (багасгах): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (илүү эерэг, +0.34 В)
3. Эсийн хүчдэлийг тооцоолох (E° эс):
– Стандарт эсийн хүчдэлийн томъёо:
\[
E°_{\text{cell}} = E°_{\text{катод}} – E°_{\text{анод}}
\]
Дараахтай хамт:
\[
E°_{\text{катод}} = +0,34 \text{ V}
\]
\[
E°_{\text{анод}} = -0,76 \text{ V}
\]
– Тэгэхээр, эсийн хүчдэл:
\[
E°_{\text{sel}} = 0.34 \text{ V} – (-0.76 \text{ V}) = 1.10 \text{ V}
\]
Жишээ асуулт 2: NaCl уусмалын электролиз
Асуулт:
Инерт электрод ашиглан NaCl (aq) уусмалын электролизийн үед анод ба катод дээр үүссэн хийг тодорхойлно уу. Мөн электрод бүрт явагдах урвалуудыг бичнэ үү.
Хэлэлцүүлэг:
1. Электрод дээрх урвал:
– Катод (Бууралт):
Оролцож болох ионууд нь Na⁺ ба H₂O юм.
Ихэвчлэн тохиолддог бууралтын урвалууд нь:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
Тиймээс катод дээр үүссэн хий нь \(H_2 \) байна.
– Анод (Исэлдэлт):
Оролцож болох ионууд нь Cl⁻ ба H₂O юм.
Ихэвчлэн явагддаг исэлдэлтийн урвалууд нь:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
Тиймээс анод дээр үүссэн хий нь \(Cl_2 \) байна.
2. Нийт хариу үйлдэл:
– Катод дахь урвал:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Анод дахь урвал:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
– Нийт урвал:
\[
2H_2O + 2Cl^- \баруун сум H_2 (g) + Cl_2 (g) + 2OH^-
\]
Жишээ асуулт 3: Гальван бүрэх үйл явц
Асуулт:
AgNO₃ уусмалд 2 цагийн турш 0,5 А цахилгаан гүйдэл хийж катод дээр хуримтлагдсан мөнгөний массыг (Ag) тооцоолно уу. Мөнгөний молийн масс нь 107,87 г/моль бөгөөд 1 Фарадей нь 96.485 C/моль э⁻-тэй тэнцүү байна.
Хэлэлцүүлэг:
1. Нийт цахилгаан цэнэгийг (Q) тодорхойлно уу:
– Гүйдэл (I) = 0.5 А
– Хугацаа (t) = 2 цаг = 2 × 3600 секунд = 7200 секунд
– Нийт цахилгаан цэнэгийг (Q) дараах томъёогоор тооцоолно:
\[
Q = I \удаа t
\]
- Тэгэхээр:
\[
Q = 0.5 \text{ A} \times 7200 \text{ s} = 3600 \text{ C}
\]
2. Электроны молекулын тоог (n) тооцоолох нь:
– 1 моль электрон = 96.485 C
– Илгээгдсэн электронуудын молийн тоо:
\[
n = \frac{3600 \text{ C}}{96.485 \text{ C/mol}} \approx 0.0373 \text{ mol}
\]
3. Оруулсан мөнгөний массыг тодорхойлох нь:
– Катод дахь бууралтын урвал:
\[
Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \text{ (s)}
\]
– 1 моль электрон нь 1 моль Ag үүсгэдэг
– Тунадсан Ag-ийн молийн тоо:
\[
0.0373 \text{ моль Аг}
\]
– Ag-ийн молийн массыг (107,87 г/моль) ашиглан:
\[
\text{Аг-ийн масс} = 0.0373 \text{мол} \удаа 107.87 \text{г/моль} \апрокс 4.02 \text{г}
\]
Тиймээс катод дээр хуримтлагдсан мөнгөний масс ойролцоогоор 4.02 грамм байна.
Жишээ асуулт 4: Зэврэлт
Асуулт:
Чийглэг орчинд төмрийн зэврэлтийн процессыг тайлбарлаж, явагдах химийн урвалуудыг бичнэ үү.
Хэлэлцүүлэг:
1. Зэврэлтийн үе шатууд:
– Анод дахь урвал:
Төмөр нь төмрийн ион болж исэлддэг:
\[
Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Катод дахь урвал:
Агаар дахь хүчилтөрөгч нь анодын ус болон электронуудтай урвалд ордог:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O
\]
Төвийг сахисан-хүчиллэг бус орчинд урвалын магадлал өндөр байдаг:
\[
O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-
\]
2. Төмрийн гидроксид үүсэх нь:
– Fe²⁺ ионууд нь OH⁻ ионуудтай нэгдэж Fe(OH)₂ үүсгэнэ:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2
\]
3. Зэв үүсэх:
– Fe(OH)₂-ийн цаашдын исэлдэлт нь Fe(OH)₃ үүсгэдэг бөгөөд энэ нь хатаж зэв үүсгэдэг (Fe₂O₃.nH₂O):
\[
4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3
\]
– Fe(OH)₃ ус алдаж Fe₂O₃ болж хувирдаг:
\[
2Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Энэ үйл явц нь төмөр нь хэд хэдэн электрохимийн урвалаар хэрхэн зэврдэгийг харуулж байна. Барилга байгууламж болон дэд бүтцийн металл материалын бат бөх чанарыг хадгалахын тулд зэврэлтийн талаарх мэдлэг зайлшгүй шаардлагатай.
Дээрх жишээ асуултууд болон хэлэлцүүлгүүдийг ойлгосноор уншигчид өдөр тутмын амьдралдаа электрохимийн зарчмуудын практик хэрэглээний талаар илүү тодорхой ойлголттой болно гэж найдаж байна.
