Η ηλεκτροχημεία είναι ο τομέας της χημείας που μελετά τις αντιδράσεις που περιλαμβάνουν τη μεταφορά ηλεκτρονίων και τη μετατροπή της χημικής ενέργειας σε ηλεκτρική ενέργεια.
Η ηλεκτροχημεία εφαρμόζεται στην κατασκευή πολλών συσκευών που χρησιμοποιούνται στην καθημερινή μας ζωή, όπως μπαταρίες, κινητά τηλέφωνα, φακοί, υπολογιστές και αριθμομηχανές.
Αντιδράσεις οξείδωσης
Στην ηλεκτροχημεία, οι αντιδράσεις που μελετήθηκαν είναι αυτές redox. Χαρακτηρίζονται από την απώλεια και το κέρδος του ηλεκτρόνια. Αυτό σημαίνει ότι μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα είδος στο άλλο.
Όπως υποδηλώνει το όνομά του, οι οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις εμφανίζονται σε δύο στάδια:
- Οξείδωση: Απώλεια ηλεκτρονίων. Το στοιχείο που προκαλεί οξείδωση ονομάζεται οξειδωτικός παράγοντας.
- Μείωση: Κέρδος ηλεκτρονίων. Το στοιχείο που προκαλεί τη μείωση ονομάζεται αναγωγικός παράγοντας.
Ωστόσο, για να μάθετε ποιος κερδίζει και ποιος χάνει ηλεκτρόνια, πρέπει να γνωρίζετε τους αριθμούς οξείδωσης των στοιχείων. Δείτε αυτό το παράδειγμα redox:
Zn (s) + 2Η+(aq) → Zn2+(υδ) + Η2(σολ)
Το στοιχείο ψευδάργυρου (Zn2+) οξειδώνεται χάνοντας δύο ηλεκτρόνια. Ταυτόχρονα, προκάλεσε τη μείωση του ιόντος υδρογόνου. Ως εκ τούτου, είναι ο αναγωγικός παράγοντας.
Το ιόν (Η)+) αποκτά ένα ηλεκτρόνιο, υποβάλλονται σε μείωση. Ως αποτέλεσμα, προκάλεσε την οξείδωση του ψευδαργύρου. Είναι οξειδωτικός παράγοντας.
μάθετε περισσότερα για Οξείδωση.
Μπαταρίες και ηλεκτρόλυση
Η μελέτη της ηλεκτροχημείας περιλαμβάνει μπαταρίες και ηλεκτρόλυση. Η διαφορά μεταξύ των δύο διαδικασιών είναι ο μετασχηματισμός ενέργειας.
- Ο το κύτταρο μετατρέπει τη χημική ενέργεια σε ηλεκτρική ενέργεια, αυθόρμητα.
- Ο Η ηλεκτρόλυση μετατρέπει την ηλεκτρική ενέργεια σε χημική ενέργεια, οπότε όχι αυθόρμητα.
μάθετε περισσότερα για Ενέργεια.
Στοίβες
Το κελί, που ονομάζεται επίσης ηλεκτροχημικό κύτταρο, είναι ένα σύστημα όπου λαμβάνει χώρα η αντίδραση οξειδοαναγωγής. Αποτελείται από δύο ηλεκτρόδια και έναν ηλεκτρολύτη, που παράγουν μαζί ηλεκτρική ενέργεια. Εάν συνδέσουμε δύο ή περισσότερες μπαταρίες μαζί, σχηματίζεται μια μπαταρία.
Το ηλεκτρόδιο είναι η στερεά αγώγιμη επιφάνεια που επιτρέπει την ανταλλαγή ηλεκτρονίων.
- Το ηλεκτρόδιο στο οποίο συμβαίνει οξείδωση ονομάζεται άνοδος, που αντιπροσωπεύει τον αρνητικό πόλο της μπαταρίας.
- Το ηλεκτρόδιο στο οποίο λαμβάνει χώρα η μείωση είναι η κάθοδος, ο θετικός πόλος της μπαταρίας.
Τα ηλεκτρόνια απελευθερώνονται στην άνοδο και ακολουθούν ένα αγώγιμο σύρμα προς την κάθοδο, όπου συμβαίνει μείωση. Έτσι, η ροή ηλεκτρονίων πηγαίνει από άνοδο σε κάθοδο.
Η γέφυρα ηλεκτρολύτη ή αλατιού είναι το διάλυμα ηλεκτρολύτη που διεξάγει ηλεκτρόνια, επιτρέποντας την κυκλοφορία τους στο σύστημα.
Το 1836, ο John Fredric Daniell έχτισε ένα σύστημα που έγινε γνωστό ως Ντάνιελ Πιλ. Συνδέθηκε, με μεταλλικό σύρμα, δύο ηλεκτρόδια.
Ένα ηλεκτρόδιο αποτελείται από μεταλλική πλάκα ψευδαργύρου, βυθισμένη σε υδατικό διάλυμα θειικού ψευδαργύρου (ZnSO4), που αντιπροσωπεύει την άνοδο.
Το άλλο ηλεκτρόδιο αποτελείται από μεταλλική πλάκα χαλκού (Cu), βυθισμένη σε διάλυμα θειικού χαλκού (CuSO4), αντιπροσωπεύει την κάθοδο.
Στην κάθοδο εμφανίζεται μείωση του χαλκού. Εν τω μεταξύ, στην άνοδο λαμβάνει χώρα η οξείδωση του ψευδαργύρου. Σύμφωνα με την ακόλουθη χημική αντίδραση:
Κάθοδος: κώλο2+(aq) + 2ε- | → Cu0(α) |
άνοδος: Zn0(α) | → Zn2(aq) + 2ε-|
Γενική εξίσωση: Zn0(ες) + Cu2+(υδ) | → Cu0(s) + Zn2+(υδ) |
Το "|" αντιπροσωπεύει τις διαφορές φάσης μεταξύ αντιδρώντων και προϊόντων.
Ηλεκτρόλυση
Ο ηλεκτρόλυση Είναι η αντίδραση μείωσης της οξείδωσης που συμβαίνει με μη αυθόρμητο τρόπο, που προκαλείται από τη διέλευση ηλεκτρικού ρεύματος που προέρχεται από εξωτερική πηγή.
Η ηλεκτρόλυση μπορεί να είναι πυριγενής ή υδατική.
Η πυριτική ηλεκτρόλυση είναι αυτή που υποβάλλεται σε επεξεργασία από τηγμένο ηλεκτρολύτη, δηλαδή με τη διαδικασία σύντηξης.
Σε υδατική ηλεκτρόλυση, ο διαλύτης ιονισμού που χρησιμοποιείται είναι νερό. Σε υδατικό διάλυμα, η ηλεκτρόλυση μπορεί να πραγματοποιηθεί με αδρανή ηλεκτρόδια ή ενεργά (ή αντιδραστικά) ηλεκτρόδια.
εφαρμογές
Η ηλεκτροχημεία είναι πολύ παρούσα στην καθημερινή μας ζωή. Μερικά παραδείγματα είναι:
- Αντιδράσεις στο ανθρώπινο σώμα.
- Κατασκευή διαφόρων ηλεκτρονικών συσκευών.
- Φόρτιση μπαταριών.
- Ηλεκτρολυτική επίστρωση: επικάλυψη εξαρτημάτων σιδήρου και χάλυβα με μεταλλικό ψευδάργυρο.
- Διάφοροι τύποι εφαρμογών στη χημική βιομηχανία.
Η σκουριά στα μέταλλα σχηματίζεται από την οξείδωση του μεταλλικού σιδήρου (Fe) στο κατιόν σιδήρου (Fe2όταν υπάρχει παρουσία αέρα και νερού. Μπορούμε να θεωρήσουμε τη σκουριά ως τύπο ηλεκτροχημική διάβρωση. Η επικάλυψη με μεταλλικό ψευδάργυρο, μέσω της διαδικασίας επιμετάλλωσης, εμποδίζει το σίδερο να έρθει σε επαφή με τον αέρα.
Γυμνάσια
1. (FUVEST) - I και II είναι εξισώσεις αντιδράσεων που εμφανίζονται αυθόρμητα στο νερό, με την έννοια που υποδεικνύεται, υπό τυπικές συνθήκες.
ΕΓΩ. Fe + Pb2+ → Φε+2 + Pb
ΙΙ. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Φε
Αναλύοντας τέτοιες αντιδράσεις, μόνες ή μαζί, μπορούμε να πούμε ότι, υπό τυπικές συνθήκες,
α) τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από το Pb2+ για Fe.
β) πρέπει να εμφανιστεί αυθόρμητη αντίδραση μεταξύ Pb και Zn2+.
γ) Zn2+ πρέπει να είναι καλύτερο οξειδωτικό από το Fe2+ .
δ) Το Zn πρέπει να μειώσει αυθόρμητα το Pb2+ προς Pb.
ε) Zn2+ πρέπει να είναι καλύτερος οξειδωτής από Pb2+.
δ) Το Zn πρέπει να μειώσει αυθόρμητα το Pb2+ προς Pb.
2. (Unip) Σιδήρου ή χάλυβα αντικείμενα μπορούν να προστατευθούν από τη διάβρωση με διάφορους τρόπους:
I) Κάλυψη της επιφάνειας με προστατευτικό στρώμα.
II) Επαφή του αντικειμένου με ένα πιο ενεργό μέταλλο όπως ο ψευδάργυρος.
III) Επαφή του αντικειμένου με ένα λιγότερο ενεργό μέταλλο όπως ο χαλκός.
Είναι σωστά:
α) μόνο Ι.
β) μόνο II.
γ) μόνο III.
δ) μόνο I και II.
ε) μόνο I και III
δ) μόνο I και II.
3. (Fuvest) Σε έναν σωρό του τύπου που βρίσκεται συνήθως στα σούπερ μάρκετ, ο αρνητικός πόλος αποτελείται από την εξωτερική επικάλυψη ψευδαργύρου. Η ημι-αντίδραση που επιτρέπει στον ψευδάργυρο να λειτουργεί ως αρνητικός πόλος είναι:
α) Zn+ + και- → Zn
β) Zn2+ + 2ε- → Zn
γ) Zn → Zn+ + και-
δ) Zn → Zn2+ + 2ε
ε) Zn2+ + Zn → 2Zn+
δ) Zn → Zn2+ + 2ε
