Elektrochemie ist das Gebiet der Chemie, das die Reaktionen untersucht, die die Übertragung von Elektronen und die Umwandlung von chemischer Energie in elektrische Energie beinhalten.
Elektrochemie wird bei der Herstellung vieler Geräte des täglichen Lebens angewendet, wie Batterien, Mobiltelefone, Taschenlampen, Computer und Taschenrechner.
Oxidationsreaktionen
In der Elektrochemie sind die untersuchten Reaktionen die von Redox. Sie zeichnen sich durch den Verlust und Gewinn von Elektronen. Dies bedeutet, dass Elektronentransfer von einer Art zur anderen.
Wie der Name schon sagt, laufen Redoxreaktionen in zwei Schritten ab:
- Oxidation: Verlust von Elektronen. Das Element, das die Oxidation verursacht, wird Oxidationsmittel genannt.
- Die Ermäßigung: Elektronenverstärkung. Das Element, das die Reduktion verursacht, wird Reduktionsmittel genannt.
Um jedoch zu wissen, wer Elektronen aufnimmt und verliert, müssen Sie die Oxidationszahlen der Elemente kennen. Siehe dieses Redox-Beispiel:
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(wässrig) + H2(G)
Das Zinkelement (Zn2+) wird durch den Verlust von zwei Elektronen oxidiert. Gleichzeitig verursachte es die Reduktion des Wasserstoffions. Daher ist es das Reduktionsmittel.
Das (H)-Ion+) nimmt ein Elektron auf und wird reduziert. Als Ergebnis verursachte es die Oxidation von Zink. Es ist das Oxidationsmittel.
mehr wissen über Oxidation.
Batterien und Elektrolyse
Das Studium der Elektrochemie umfasst Batterien und Elektrolyse. Der Unterschied zwischen den beiden Prozessen ist die Energieumwandlung.
- DAS Zelle wandelt chemische Energie in elektrische Energie um, spontan.
- DAS Elektrolyse wandelt elektrische Energie in chemische Energie um, also nicht spontan.
mehr wissen über Energie.
Stapel
Die Zelle, auch elektrochemische Zelle genannt, ist ein System, in dem die Redoxreaktion stattfindet. Es besteht aus zwei Elektroden und einem Elektrolyten, die zusammen Elektrizität. Wenn wir zwei oder mehr Batterien miteinander verbinden, entsteht eine Batterie.
Die Elektrode ist die feste leitfähige Oberfläche, die den Austausch von Elektronen ermöglicht.
- Die Elektrode, in der die Oxidation stattfindet, wird Anode genannt und stellt den negativen Pol der Batterie dar.
- Die Elektrode, an der die Reduktion stattfindet, ist die Kathode, der Pluspol der Batterie.
Die Elektronen werden an der Anode freigesetzt und folgen einem leitenden Draht zur Kathode, wo die Reduktion stattfindet. Der Elektronenfluss geht also von der Anode zur Kathode.
Die Elektrolyt- oder Salzbrücke ist die Elektrolytlösung, die Elektronen leitet und deren Zirkulation im System ermöglicht.
Im Jahr 1836 baute John Fredric Daniell ein System, das bekannt wurde als Daniell Pile. Er verband mit einem Metalldraht zwei Elektroden.
Eine Elektrode bestand aus einer metallischen Zinkplatte, die in eine wässrige Lösung von Zinksulfat (ZnSO4), die die Anode darstellt.
Die andere Elektrode bestand aus einer metallischen Kupferplatte (Cu), die in eine Kupfersulfatlösung (CuSO4), stellte die Kathode dar.
An der Kathode erfolgt eine Kupferreduktion. Währenddessen findet in der Anode die Oxidation von Zink statt. Nach folgender chemischer Reaktion:
Kathode: Arsch2+(wässrig) + 2e- | → Cu0(s)|
Anode: Zn0(s) | → Zn2(wässrig) + 2e-|
Allgemeine Gleichung: Zn0(s) + Cu2+(wässrig) | → Cu0(s) + Zn2+(wässrig)|
Das "|" repräsentiert die Phasenunterschiede zwischen Reaktanten und Produkten.
Elektrolyse
DAS Elektrolyse Es ist die Oxidations-Reduktions-Reaktion, die auf nicht spontane Weise abläuft, verursacht durch den Durchgang von elektrischem Strom, der von einer externen Quelle kommt.
Die Elektrolyse kann magmatisch oder wässrig sein.
Die magmatische Elektrolyse ist eine, die aus einem geschmolzenen Elektrolyten, dh durch den Schmelzprozess, verarbeitet wird.
Bei der wässrigen Elektrolyse wird als ionisierendes Lösungsmittel Wasser verwendet. In wässriger Lösung kann die Elektrolyse mit inerten Elektroden oder aktiven (oder reaktiven) Elektroden durchgeführt werden.
Anwendungen
Elektrochemie ist in unserem täglichen Leben sehr präsent. Einige Beispiele sind:
- Reaktionen im menschlichen Körper;
- Herstellung verschiedener elektronischer Geräte;
- Aufladen von Batterien;
- Galvanisieren: Beschichtung von Eisen- und Stahlteilen mit metallischem Zink;
- Vielfältige Anwendungsmöglichkeiten in der chemischen Industrie.
Rost in Metallen entsteht durch die Oxidation von metallischem Eisen (Fe) zu Eisenkationen (Fe2+) in Gegenwart von Luft und Wasser. Wir können Rost als eine Art von elektrochemische Korrosion. Die Beschichtung mit metallischem Zink durch das Galvanisieren verhindert, dass das Eisen mit der Luft in Kontakt kommt.
Übungen
1. (FUVEST) - I und II sind Reaktionsgleichungen, die in Wasser im angegebenen Sinne unter Standardbedingungen spontan auftreten.
ICH. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Analysiert man solche Reaktionen allein oder zusammen, kann man sagen, dass unter Standardbedingungen
a) Elektronen werden von Pb. übertragen2+ für Fe.
b) es muss eine spontane Reaktion zwischen Pb und Zn. stattfinden2+.
c) Zn2+ muss ein besseres Oxidationsmittel als Fe. sein2+ .
d) Zn muss Pb. spontan reduzieren2+ zu Pb.
e) Zn2+ muss ein besseres Oxidationsmittel als Pb. sein2+.
d) Zn muss Pb. spontan reduzieren2+ zu Pb.
2. (Unip) Eisen- oder Stahlgegenstände können auf verschiedene Weise vor Korrosion geschützt werden:
I) Bedecken der Oberfläche mit einer Schutzschicht.
II) In Kontakt bringen des Objekts mit einem aktiveren Metall wie Zink.
III) In Kontakt bringen des Objekts mit einem weniger aktiven Metall wie Kupfer.
Sind richtig:
a) nur ich.
b) nur II.
c) nur III.
d) nur I und II.
e) nur I und III
d) nur I und II.
3. (Fuvest) Bei einem Stapel, wie er in Supermärkten üblich ist, wird der Minuspol durch die äußere Zinkbeschichtung gebildet. Die Halbreaktion, die es Zink ermöglicht, als negativer Pol zu fungieren, ist:
a) Zn+ + und- → Zn
b) Zn2+ + 2e- → Zn
c) Zn → Zn+ + und-
d) Zn → Zn2+ + 2e
e) Zn2+ + Zn → 2Zn+
d) Zn → Zn2+ + 2e
