Elektrochemie is het gebied van de chemie dat de reacties bestudeert die betrekking hebben op de overdracht van elektronen en de onderlinge omzetting van chemische energie in elektrische energie.
Elektrochemie wordt toegepast bij de vervaardiging van veel apparaten die in ons dagelijks leven worden gebruikt, zoals batterijen, mobiele telefoons, zaklampen, computers en rekenmachines.
Oxidatie reacties
In de elektrochemie zijn de bestudeerde reacties die van: redox. Ze worden gekenmerkt door het verlies en de winst van elektronen. Dit betekent dat elektronenoverdracht van de ene soort naar de andere.
Zoals de naam al aangeeft, vinden redoxreacties plaats in twee stappen:
- Oxidatie: Verlies van elektronen. Het element dat oxidatie veroorzaakt, wordt een oxidatiemiddel genoemd.
- Vermindering: Elektronenversterking. Het element dat de reductie veroorzaakt, wordt het reductiemiddel genoemd.
Om echter te weten wie elektronen wint en wie verliest, moet u de oxidatiegetallen van de elementen kennen. Zie dit redox-voorbeeld:
Zn(n) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Het zinkelement (Zn2+) wordt geoxideerd door twee elektronen te verliezen. Tegelijkertijd veroorzaakte het de reductie van het waterstofion. Daarom is het het reductiemiddel.
Het (H)-ion+) krijgt een elektron en ondergaat reductie. Als gevolg hiervan veroorzaakte het de oxidatie van zink. Het is het oxidatiemiddel.
meer weten over Oxidatie.
Batterijen en elektrolyse
De studie van elektrochemie omvat batterijen en elektrolyse. Het verschil tussen de twee processen is energietransformatie.
- DE cel zet chemische energie om in elektrische energie, spontaan.
- DE elektrolyse zet elektrische energie om in chemische energie, dus niet spontaan.
meer weten over Energie.
Stapels
De cel, ook wel elektrochemische cel genoemd, is een systeem waar de redoxreactie plaatsvindt. Het is samengesteld uit twee elektroden en een elektrolyt, die samen elektriciteit. Als we twee of meer batterijen met elkaar verbinden, ontstaat er een batterij.
De elektrode is het vaste geleidende oppervlak dat de uitwisseling van elektronen mogelijk maakt.
- De elektrode waarin oxidatie plaatsvindt, wordt de anode genoemd, die de negatieve pool van de batterij vertegenwoordigt.
- De elektrode waarop de reductie plaatsvindt is de kathode, de positieve pool van de batterij.
De elektronen komen vrij bij de anode en volgen een geleidende draad naar de kathode, waar reductie optreedt. De elektronenstroom gaat dus van anode naar kathode.
De elektrolyt of zoutbrug is de elektrolytoplossing die elektronen geleidt, waardoor ze in het systeem kunnen circuleren.
In 1836 bouwde John Fredric Daniell een systeem dat bekend werd als: Daniëls stapel. Hij verbond, met een metalen draad, twee elektroden.
Eén elektrode bestond uit een metalen zinkplaat, ondergedompeld in een waterige oplossing van zinksulfaat (ZnSO4), die de anode voorstelt.
De andere elektrode bestond uit een metalen koperen plaat (Cu), ondergedompeld in een oplossing van kopersulfaat (CuSO4), vertegenwoordigde de kathode.
Aan de kathode vindt koperreductie plaats. Ondertussen vindt in de anode de oxidatie van zink plaats. Volgens de volgende chemische reactie:
Kathode: kont2+(aq) + 2e- | → Cu0(s)|
anode: Zn0(en) | → Zn2(aq) + 2e-|
Algemene vergelijking: Zn0(s) + Cu2+(aq) | → Cu0(s) + Zn2+(aq)|
De "|" vertegenwoordigt de faseverschillen tussen reactanten en producten.
elektrolyse
DE elektrolyse het is de redoxreactie die op een niet-spontane manier plaatsvindt, veroorzaakt door het passeren van elektrische stroom afkomstig van een externe bron.
Elektrolyse kan stollings- of waterig zijn.
Stollingselektrolyse is er een die wordt verwerkt uit een gesmolten elektrolyt, dat wil zeggen door het fusieproces.
Bij waterige elektrolyse is het gebruikte ioniserende oplosmiddel water. In waterige oplossing kan elektrolyse worden uitgevoerd met inerte elektroden of actieve (of reactieve) elektroden.
toepassingen
Elektrochemie is zeer aanwezig in ons dagelijks leven. Enkele voorbeelden zijn:
- Reacties in het menselijk lichaam;
- Vervaardiging van verschillende elektronische apparaten;
- Opladen van batterijen;
- Galvaniseren: coaten van ijzeren en stalen onderdelen met metallisch zink;
- Diverse soorten toepassingen in de chemische industrie.
Metaalroest wordt gevormd door de oxidatie van metallisch ijzer (Fe) tot ijzerkation (Fe2+) in aanwezigheid van lucht en water. We kunnen roest beschouwen als een soort elektrochemische corrosie. De coating met metallisch zink, door het galvanisatieproces, voorkomt dat het ijzer in contact komt met de lucht.
Opdrachten
1. (FUVEST) - I en II zijn vergelijkingen van reacties die spontaan plaatsvinden in water, in de aangegeven zin, onder standaardomstandigheden.
IK. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Bij het analyseren van dergelijke reacties, alleen of samen, kan worden gezegd dat onder standaardomstandigheden,
a) elektronen worden overgedragen van Pb2+ voor Fe.
b) er moet een spontane reactie plaatsvinden tussen Pb en Zn2+.
c) Zn2+ moet een betere oxidator zijn dan Fe2+ .
d) Zn moet spontaan Pb. reduceren2+ naar Pb.
e) Zn2+ moet een betere oxidator zijn dan Pb2+.
d) Zn moet spontaan Pb. reduceren2+ naar Pb.
2. (Unip) IJzeren of stalen voorwerpen kunnen op verschillende manieren tegen corrosie worden beschermd:
I) Het oppervlak bedekken met een beschermende laag.
II) Het object in contact brengen met een actiever metaal zoals zink.
III) Het object in contact brengen met een minder actief metaal zoals koper.
Zijn correct:
a) alleen ik.
b) alleen II.
c) alleen III.
d) alleen I en II.
e) alleen I en III
d) alleen I en II.
3. (Fuvest) In een stapel van het type dat gewoonlijk in supermarkten wordt aangetroffen, wordt de negatieve pool gevormd door de buitenste laag zink. De semi-reactie waardoor zink kan functioneren als een negatieve pool is:
a) Zn+ + en- → Zn
b) Zn2+ + 2e- → Zn
c) Zn → Zn+ + en-
d) Zn → Zn2+ + 2e
e) Zn2+ + Zn → 2Zn+
d) Zn → Zn2+ + 2e
