Elektrochemia to dziedzina chemii, która bada reakcje związane z przenoszeniem elektronów i wzajemną konwersją energii chemicznej w energię elektryczną.
Elektrochemia jest wykorzystywana do produkcji wielu urządzeń używanych w naszym codziennym życiu, takich jak baterie, telefony komórkowe, latarki, komputery i kalkulatory.
Reakcje utleniania
W elektrochemii badane reakcje to reakcje redoks. Charakteryzują się utratą i zyskiem elektrony. To znaczy że przeniesienie elektronu z jednego gatunku na drugi.
Jak sama nazwa wskazuje, reakcje redoks zachodzą w dwóch etapach:
- Utlenianie: Utrata elektronów. Pierwiastek, który powoduje utlenianie, nazywany jest środkiem utleniającym.
- Zmniejszenie: Wzmocnienie elektronów. Pierwiastek powodujący redukcję nazywany jest reduktorem.
Jednak, aby wiedzieć, kto zyskuje, a kto traci elektrony, trzeba znać stopień utlenienia pierwiastków. Zobacz ten przykład redoks:
Zn(y) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(sol)
Pierwiastek Cynku (Zn2+) jest utleniany przez utratę dwóch elektronów. Jednocześnie spowodowało to redukcję jonu wodorowego. Stąd jest reduktorem.
Jon (H)+) zyskuje elektron, ulegając redukcji. W rezultacie spowodował utlenianie cynku. Jest środkiem utleniającym.
dowiedz się więcej o Utlenianie.
Baterie i elektroliza
Badanie elektrochemii obejmuje baterie i elektrolizę. Różnica między tymi dwoma procesami polega na transformacji energetycznej.
- TEN komórka przekształca energię chemiczną w energię elektryczną electrical, spontanicznie.
- TEN elektroliza przekształca energię elektryczną w energię chemiczną, więc nie spontanicznie.
dowiedz się więcej o Energia.
Półki na książki
Ogniwo, zwane również ogniwem elektrochemicznym, to układ, w którym zachodzi reakcja redoks. Składa się z dwóch elektrod i elektrolitu, które razem wytwarzają Elektryczność. Jeśli połączymy ze sobą dwie lub więcej baterii, powstaje bateria.
Elektroda jest stałą powierzchnią przewodzącą, która umożliwia wymianę elektronów.
- Elektroda, w której zachodzi utlenianie, nazywana jest anodą, reprezentującą ujemny biegun akumulatora.
- Elektrodą, na której następuje redukcja, jest katoda, biegun dodatni baterii.
Elektrony są uwalniane na anodzie i podążają za przewodzącym drutem do katody, gdzie następuje redukcja. W ten sposób przepływ elektronów przechodzi od anody do katody.
Elektrolit lub mostek solny to roztwór elektrolitu, który przewodzi elektrony, umożliwiając ich krążenie w układzie.
W 1836 roku John Fredric Daniell zbudował system, który stał się znany jako Daniell Pile. Połączył metalowym drutem dwie elektrody.
Jedna elektroda składała się z metalowej płytki cynkowej zanurzonej w wodnym roztworze siarczanu cynku (ZnSO4), reprezentujący anodę.
Druga elektroda składała się z metalowej płytki miedzianej (Cu), zanurzonej w roztworze siarczanu miedzi (CuSO4), reprezentował katodę.
Na katodzie następuje redukcja miedzi. Tymczasem w anodzie zachodzi utlenianie cynku. Zgodnie z następującą reakcją chemiczną:
Katoda: dupa2+(aq) + 2e- | → Cu0(s)|
anoda: Zn0(s) | → Zn2(aq) + 2e-|
Równanie ogólne: Zn0(s) + Cu2+(aq) | → Cu0(s) + Zn2+(aq)|
„|” przedstawia różnice fazowe między reagentami i produktami.
Elektroliza
TEN elektroliza jest to reakcja oksydacyjno-redukcyjna zachodząca w sposób niespontaniczny, spowodowany przepływem prądu elektrycznego pochodzącego z zewnętrznego źródła.
Elektroliza może być magmowa lub wodna.
Elektroliza magmowa to taka, która jest przetwarzana ze stopionego elektrolitu, to znaczy w procesie stapiania.
W elektrolizie wodnej stosowanym rozpuszczalnikiem jonizującym jest woda. W roztworze wodnym elektrolizę można przeprowadzić za pomocą elektrod obojętnych lub aktywnych (lub reaktywnych).
Aplikacje
Elektrochemia jest bardzo obecna w naszym codziennym życiu. Oto kilka przykładów:
- Reakcje w ludzkim ciele;
- Produkcja różnych urządzeń elektronicznych;
- Ładowanie baterii;
- Galwanizacja: powlekanie części żelaznych i stalowych metalicznym cynkiem;
- Różne zastosowania w przemyśle chemicznym.
Rdza w metalach powstaje w wyniku utleniania metalicznego żelaza (Fe) do kationu żelaza (Fe2+) w obecności powietrza i wody. Możemy uznać rdzę za rodzaj korozja elektrochemiczna. Powłoka metalicznym cynkiem w procesie galwanizacji zapobiega kontaktowi żelaza z powietrzem.
Ćwiczenia
1. (FUVEST) - I i II są równaniami reakcji, które zachodzą samorzutnie w wodzie, we wskazanym sensie, w standardowych warunkach.
JA. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Analizując takie reakcje, pojedynczo lub razem, można stwierdzić, że w standardowych warunkach
a) elektrony są przenoszone z Pb2+ dla Fe.
b) musi nastąpić spontaniczna reakcja między Pb i Zn2+.
c) Zn2+ musi być lepszym utleniaczem niż Fe2+ .
d) Zn musi samorzutnie redukować Pb2+ do Pb.
e) Zn2+ musi być lepszym utleniaczem niż Pb2+.
d) Zn musi samorzutnie redukować Pb2+ do Pb.
2. (Unip) Przedmioty z żelaza lub stali można chronić przed korozją na kilka sposobów:
I) Pokrycie powierzchni warstwą ochronną.
II) Doprowadzenie przedmiotu do kontaktu z bardziej aktywnym metalem, takim jak cynk.
III) Kontakt przedmiotu z mniej aktywnym metalem, takim jak miedź.
Są poprawne:
a) tylko ja.
b) tylko II.
c) tylko III.
d) tylko I i II.
e) tylko I i III
d) tylko I i II.
3. (Fuvest) W stosie typu powszechnie spotykanego w supermarketach biegun ujemny stanowi zewnętrzna powłoka cynkowa. Półreakcja, która pozwala cynkowi działać jako biegun ujemny, to:
a) Zn+ + i- → Zn
b) Zn2+ + 2e- → Zn
c) Zn → Zn+ + i-
d) Zn → Zn2+ + 2e
e) Zn2+ + Zn → 2Zn+
d) Zn → Zn2+ + 2e
