Elektrokjemi er det kjemiske området som studerer reaksjonene som involverer overføring av elektroner og interkonvertering av kjemisk energi til elektrisk energi.
Elektrokjemi brukes til produksjon av mange enheter som brukes i vårt daglige liv, for eksempel batterier, mobiltelefoner, lommelykter, datamaskiner og kalkulatorer.
Oksidasjonsreaksjoner
I elektrokjemi er reaksjonene som er undersøkt de redoks. De er preget av tapet og gevinsten av elektroner. Dette betyr at elektronoverføring fra en art til en annen.
Som navnet antyder, forekommer redoksreaksjoner i to trinn:
- Oksidasjon: Tap av elektroner. Elementet som forårsaker oksidasjon kalles et oksidasjonsmiddel.
- Reduksjon: Elektronforsterkning. Elementet som forårsaker reduksjonen kalles reduksjonsmiddel.
Men for å vite hvem som vinner og hvem som mister elektroner, må du vite oksidasjonsnumrene til elementene. Se dette redokseksemplet:
Zn (s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Sinkelementet (Zn2+) oksyderes ved å miste to elektroner. Samtidig forårsaket det reduksjonen av hydrogenionet. Derfor er det reduksjonsmidlet.
(H) ionet+) får et elektron, gjennomgår reduksjon. Som et resultat forårsaket det oksidasjon av sink. Det er oksidasjonsmiddelet.
vite mer om Oksidasjon.
Batterier og elektrolyse
Studiet av elektrokjemi består av batterier og elektrolyse. Forskjellen mellom de to prosessene er energitransformasjon.
- DE celle omdanner kjemisk energi til elektrisk energi, spontant.
- DE elektrolyse omdanner elektrisk energi til kjemisk energi, så ikke spontant.
vite mer om Energi.
Stabler
Cellen, også kalt en elektrokjemisk celle, er et system der redoksreaksjonen finner sted. Den består av to elektroder og en elektrolytt, som sammen produserer elektrisitet. Hvis vi kobler to eller flere batterier sammen, dannes det et batteri.
Elektroden er den faste ledende overflaten som muliggjør utveksling av elektroner.
- Elektroden der oksidasjon skjer kalles anoden, som representerer den negative polen på batteriet.
- Elektroden som reduksjonen skjer på er katoden, den positive polen på batteriet.
Elektronene frigjøres ved anoden og følger en ledende ledning til katoden, hvor reduksjon oppstår. Dermed går strømmen av elektroner fra anode til katode.
Elektrolytten eller saltbroen er elektrolyttløsningen som leder elektroner, slik at de sirkulerer i systemet.
I 1836 bygde John Fredric Daniell et system som ble kjent som Daniell Pile. Han koblet sammen, med en metalltråd, to elektroder.
En elektrode besto av en metallisk sinkplate, nedsenket i en vandig løsning av sinksulfat (ZnSO4), som representerer anoden.
Den andre elektroden besto av en metallisk kobberplate (Cu), nedsenket i en løsning av kobbersulfat (CuSO).4), representerte katoden.
Ved katoden forekommer kobberreduksjon. I mellomtiden skjer oksidasjonen av sink i anoden. I henhold til følgende kjemiske reaksjon:
Katode: ass2+(aq) + 2e- | → Cu0(s) |
anode: Zn0(s) | → Zn2(aq) + 2e-|
Generell ligning: Zn0(s) + Cu2+(aq) | → Cu0(s) + Zn2+(aq) |
"|" representerer faseforskjellene mellom reaktanter og produkter.
Elektrolyse
DE elektrolyse det er oksidasjonsreduksjonsreaksjonen som skjer på en ikke-spontan måte, forårsaket av passering av elektrisk strøm som kommer fra en ekstern kilde.
Elektrolyse kan være magmatisk eller vandig.
Igneøs elektrolyse er en som behandles fra en smeltet elektrolytt, det vil si ved fusjonsprosessen.
I vandig elektrolyse er det ioniserende løsningsmidlet vann. I vandig løsning kan elektrolyse utføres med inerte elektroder eller aktive (eller reaktive) elektroder.
applikasjoner
Elektrokjemi er veldig til stede i vårt daglige liv. Noen eksempler er:
- Reaksjoner i menneskekroppen;
- Produksjon av ulike elektroniske enheter;
- Lading av batterier;
- Galvanisering: belegg av jern- og ståldeler med metallisk sink;
- Ulike typer applikasjoner i kjemisk industri.
Rust i metaller dannes ved oksidasjon av metallisk jern (Fe) til jernkation (Fe2+) i nærvær av luft og vann. Vi kan betrakte rust som en type elektrokjemisk korrosjon. Belegget med metallisk sink, gjennom galvaniseringsprosessen, forhindrer at jernet kommer i kontakt med luften.
Øvelser
1. (FUVEST) - I og II er ligninger av reaksjoner som oppstår spontant i vann, i den forstand som er angitt, under standardbetingelser.
JEG. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Ved å analysere slike reaksjoner, alene eller sammen, kan det sies at, under standardbetingelser,
a) elektroner overføres fra Pb2+ for Fe.
b) spontan reaksjon må forekomme mellom Pb og Zn2+.
c) Zn2+ må være bedre oksidasjonsmiddel enn Fe2+ .
d) Zn må spontant redusere Pb2+ til Pb.
e) Zn2+ må være bedre oksidasjonsmiddel enn Pb2+.
d) Zn må spontant redusere Pb2+ til Pb.
2. (Unip) Jern- eller stålgjenstander kan beskyttes mot korrosjon på flere måter:
I) Dekker overflaten med et beskyttende lag.
II) Å sette gjenstanden i kontakt med et mer aktivt metall som sink.
III) Sette gjenstanden i kontakt med et mindre aktivt metall som kobber.
Er riktig:
a) bare jeg
b) bare II.
c) bare III.
d) bare I og II.
e) bare I og III
d) bare I og II.
3. (Fuvest) I en haug av den typen som ofte finnes i supermarkeder, utgjør den negative polen det ytre belegget av sink. Halvreaksjonen som gjør at sink kan 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
