Elektrokemi er det kemiske område, der studerer reaktionerne, der involverer overførsel af elektroner og interkonvertering af kemisk energi til elektrisk energi.
Elektrokemi anvendes til fremstilling af mange enheder, der bruges i vores daglige liv, såsom batterier, mobiltelefoner, lommelygter, computere og regnemaskiner.
Oxidationsreaktioner
I elektrokemi er de undersøgte reaktioner de af redox. De er kendetegnet ved tab og gevinst på elektroner. Det betyder at elektronoverførsel fra en art til en anden.
Som navnet antyder, forekommer redoxreaktioner i to trin:
- Oxidation: Tab af elektroner. Elementet, der forårsager oxidation kaldes et oxidationsmiddel.
- Reduktion: Elektronforstærkning. Elementet, der forårsager reduktionen, kaldes reduktionsmiddel.
Men for at vide, hvem der vinder, og hvem der mister elektroner, skal du kende elementernes oxidationstal. Se dette redox-eksempel:
Zn (s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Zinkelementet (Zn2+) oxideres ved at miste to elektroner. På samme tid forårsagede det reduktionen af hydrogenionen. Derfor er det reduktionsmidlet.
(H) ionen+) får en elektron, der gennemgår reduktion. Som et resultat forårsagede det oxidation af zink. Det er oxidationsmidlet.
vide mere om Oxidation.
Batterier og elektrolyse
Undersøgelsen af elektrokemi omfatter batterier og elektrolyse. Forskellen mellem de to processer er energitransformation.
- DET celle omdanner kemisk energi til elektrisk energispontant.
- DET elektrolyse omdanner elektrisk energi til kemisk energi, så ikke spontant.
vide mere om Energi.
Stakke
Cellen, også kaldet en elektrokemisk celle, er et system, hvor redoxreaktionen finder sted. Den består af to elektroder og en elektrolyt, som tilsammen producerer elektricitet. Hvis vi forbinder to eller flere batterier sammen, dannes der et batteri.
Elektroden er den faste ledende overflade, der muliggør udveksling af elektroner.
- Elektroden, i hvilken oxidation opstår, kaldes anoden, der repræsenterer batteriets negative pol.
- Elektroden, hvorpå reduktionen finder sted, er katoden, batteriets positive pol.
Elektronerne frigives ved anoden og følger en ledende ledning til katoden, hvor reduktion opstår. Således går strømmen af elektroner fra anode til katode.
Elektrolytten eller saltbroen er den elektrolytopløsning, der leder elektroner, hvilket tillader deres cirkulation i systemet.
I 1836 byggede John Fredric Daniell et system, der blev kendt som Daniell Pile. Han forbundne to elektroder med en metallisk ledning.
En elektrode bestod af en metalzinkplade, nedsænket i en vandig opløsning af zinksulfat (ZnSO4), der repræsenterer anoden.
Den anden elektrode bestod af en metallisk kobberplade (Cu) nedsænket i en opløsning af kobbersulfat (CuSO).4), repræsenterede katoden.
Ved katoden forekommer der reduktion af kobber. I mellemtiden finder oxidationen af zink sted i anoden. I henhold til følgende kemiske reaktion:
Katode: røv2+(aq) + 2e- | → Cu0(s) |
anode: Zn0(s) | → Zn2(aq) + 2e-|
Generel ligning: Zn0(s) + Cu2+(aq) | → Cu0(s) + Zn2+(aq) |
"|" repræsenterer faseforskellene mellem reaktanter og produkter.
Elektrolyse
DET elektrolyse det er oxidationsreduktionsreaktionen, der sker på en ikke-spontan måde, forårsaget af passage af elektrisk strøm, der kommer fra en ekstern kilde.
Elektrolyse kan være stiv eller vandig.
Igneøs elektrolyse er en, der behandles fra en smeltet elektrolyt, dvs. ved fusionsprocessen.
I vandig elektrolyse er det anvendte ioniserende opløsningsmiddel vand. I vandig opløsning kan elektrolyse udføres med inerte elektroder eller aktive (eller reaktive) elektroder.
applikationer
Elektrokemi er meget til stede i vores daglige liv. Nogle eksempler er:
- Reaktioner i menneskekroppen
- Fremstilling af forskellige elektroniske apparater;
- Opladning af batterier;
- Galvanisering: belægning af jern- og ståldele med metallisk zink;
- Forskellige anvendelsesformer i den kemiske industri.
Rust i metaller dannes ved oxidation af metallisk jern (Fe) til jernkation (Fe2+) i nærvær af luft og vand. Vi kan overveje rust som en type elektrokemisk korrosion. Belægningen med metallisk zink gennem galvaniseringsprocessen forhindrer jern i at komme i kontakt med luften.
Øvelser
1. (FUVEST) - I og II er ligninger af reaktioner, der forekommer spontant i vand i den angivne forstand under standardbetingelser.
JEG. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Analyse af sådanne reaktioner, alene eller sammen, kan siges at under standardbetingelser,
a) elektroner overføres fra Pb2+ for Fe.
b) spontan reaktion skal forekomme mellem Pb og Zn2+.
c) Zn2+ skal være bedre oxidationsmiddel end Fe2+ .
d) Zn skal spontant reducere Pb2+ til Pb.
e) Zn2+ skal være bedre oxidationsmiddel end Pb2+.
d) Zn skal spontant reducere Pb2+ til Pb.
2. (Unip) Jern- eller stålgenstande kan beskyttes mod korrosion på flere måder:
I) Dækker overfladen med et beskyttende lag.
II) At sætte objektet i kontakt med et mere aktivt metal såsom zink.
III) At sætte objektet i kontakt med et mindre aktivt metal, såsom kobber.
Er korrekte:
a) kun jeg
b) kun II.
c) kun III.
d) kun I og II.
e) kun I og III
d) kun I og II.
3. (Fuvest) I en bunke af den type, der almindeligvis findes i supermarkeder, udgør den negative pol den ydre belægning af zink. Halvreaktionen, der tillader zink at fungere som en negativ pol, er:
a) Zn+ + og- → Zn
b) Zn2+ + 2e- → Zn
c) Zn → Zn+ + og-
d) Zn → Zn2+ + 2e
e) Zn2+ + Zn → 2Zn+
d) Zn → Zn2+ + 2e
