Adı ve soyadı: İlayda GÜNEŞ Numarası:150608016 ELEKTROKİMYA Adı ve soyadı: İlayda GÜNEŞ Numarası:150608016

ELEKTROKİMYA Kimyasal bağlanmanın tüm türlerinde, elektonlar değişik şekillerde rol aldıklarından, tüm kimyasal tepkimeler esas itibariyle elektrikseldir. Bununla beraber, elektrokimya öncelikle yükseltgenme- indirgenme yani redoks olaylarını inceleyen bir bilim dalıdır. Kimyasal dönüşüm ve elektriksel enerji arasındaki ilişkiler kuramsal olduğu kadar pratik öneme de sahiptir. Kimyasal tepkimeler, elektriksel enerji üretiminde kullanılabileceği gibi (volta veya galvani pillerinde) elektriksel enerji de kimyasal dönüşümlerin gerçekleştirilmesinde kullanılabilir.

Redoks reaksiyonları Elektrokimyasal prosesler, kendiliğinden meydana gelen ve elektrik üreten kimyasal reaksiyonların veya bir elektrik akımının kimyasal bir reaksiyona yol açtığı proseslerdir. Bir redoks reaksiyonunda, bir atom veya iyonun oksidasyon derecesi (kısaca elektrik yükü) elektron transferi sonucu değişir.

Oksidasyon ve Redüksiyon Bir elektrokimyasal reaksiyonda yer alan elementler, sahip oldukları elektron sayısı ile karakterize edilirler. Bir iyonun oksidasyon seviyesi, nötr haline oranla aldığı veya verdiği elektron sayısıdır. Eğer bir atom veya iyon, bir reaksiyonda bir elektron verirse oksidasyon seviyesi yükselir ya da tam tersine, eğer elektron alırsa oksidasyon seviyesi düşer. Örneğin, sodyum, klor ile reaksiyona girdiğinde bir elektron verir ve 1+ oksidasyon seviyesi kazanır. Klor da böylece bir elektron alarak 1- oksidasyon seviyesi kazanır. Oksidasyon seviyesinin işareti (+ veya - oluşu) her bir iyonun elektronik yüküne karşı gelir. Zıt elektrik yüklü sodyum ve klor iyonlarının birbirini çekmesi, iyonik bağ oluşturmalarının nedenidir. Bir maddennin elektron vermesi oksidasyon, elektron kazanması ise redüksiyondur. Elektron veren bir madde redükleyici, elektron alan madde ise oksitleyici olarak bilinir. Oksitleyici madde reaksiyonda redüklenir, redükleyici madde ise oksitlenir.

Redoks reaksiyonlarının dengelenmesi Sulu çözeltilerdeki elektrokimyasal reaksiyonlar, redoks reaksiyonlarının iyon-elektron metodu kullanılarak dengelenmesiyle daha iyi anlaşılabilir. Bu metotta, H+ , OH- iyonları,H2O ve elektronlar (oksidasyon değişikliklerini kompanse etmek için) hücrenin yarı-reaksiyonlarına ilave edilirler. Asidik ortam Asidik ortamda, genel reaksiyonu dengelemek için yarı- reaksiyonlara H+ iyonları ve su ilave edilir. Örneğin, manganez sodyum bizmutat ile reaksiyona girdiğinde; Dengelenmemiş reaksiyon: Mn+2(aq) + NaBiO3(s)  → Bi3+(aq) + MnO–4(aq) Oksidasyon: 4H2O + Mn+2(aq)  → MnO4–(aq) + 8H+(aq) + 5e– Redüksiyon: 2e– + 6H+(aq) + BiO3–(s)  → Bİ3+(aq) + 3H2O

Nihayet reaksiyon, redüksiyon yarı- reaksiyonundaki elektron sayısı ile oksidasyon yarı-reaksiyonunu, ve oksidasyon yarı- reaksiyonundaki elektron sayısı ile redüksiyon yarı- reaksiyonunu çarparak dengelenir. 8H2O + 2Mn2+(aq)  → 2MnO4–(aq)  + 16H+(aq) +10e– 10e–  + 30H+(aq) + 5BiO3–(s)  → 5Bi+3(aq) + 15H2O ve dengelenmiş reaksiyon: 14H+(aq) + 2Mn2+(aq) + 5NaBİO3(s) → 7H2O + 2MnO4– (aq) + 5Bi3+ + 5Na+(aq)    şeklinde gösterilebilir.

Alkali ortam Alkali ortamda, genel reaksiyonu dengelemek için, yarı reaksiyonlara OH– iyonları ve su ilave edilir. Örneğin, potasyum permanganat ile sodyum sülfit arasındaki reaksiyonda: Dengelenmemiş reaksiyon: KMnO4  + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 +KOH Redüksiyon: 23e–  + 2H2O + MnO4– → MnO2 + 4OH– Oksidasyon: 2OH– + SO32- → SO42- + H2O + 2e– Asidik ortamdakine benzer şekilde, zıt yarı reaksiyonların elektron sayıları ile çarpılarak genel reaksiyon dengelenir. 6e– + 4H2O + 2MnO4– → 2MnO2 + 8OH– 6OH– + 3SO32- → 3SO42- + 3H2O + 6e– Dengelenmiş denklem:  2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

Nötr ortam Asidik ortamda kullanılan metot izlenir. Örneğin, propan gazının tam yanma reaksiyonunun, elektron iyon metodu kullanılarak dengelenmesi gibi: Dengelenmemiş reaksiyon: C3H8 + O2 → CO2 + H2O Redüksiyon: 4H+ + O2 + 4e– → H2O + H2O Oksidasyon: 6H2O + C3H8 → 3CO2 + 20e– + 20H+ Asidik ve bazik ortamlardakine benzer şekilde, zıt yarı reaksiyonların elektron sayıları ile çarpılarak genel reaksiyon dengelenir. 20H+ + 5O2 + 20e– → 5H2O + 5H2O 6H2O + C3H8 →3CO2 + 20e– + 20H+ Dengelenmiş denklem:C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O

Elektrokimyasal hücreler Bir elektrokimyasal hücre, kendiliğinden gelişen bir redoks reaksiyonunun ortaya çıkardığı enerjiden elektrik akımı üretebilen bir cihazdır. Bu tür bir hücre, Luigi Galvani ve Alessandro Volta'ya ithafen Galvanik hücre veya Voltaik hücre olarak da bilinir. Her iki bilim adamı, 18. yüzyılın sonlarında kimyasal reaksiyonlar ve elektrik akımı ile ilgili pek çok deney yapmışlardır. Galvanik hücrede anot oksidasyonun, katot ise redüksiyonun gerçekleştiği elektrot olarak tanımlanır. Galvanik hücredeki metaller, farklı yarı-hücre reaksiyonlarına göre çözündüğü için farklı çözünme hızlarına sahiptirler ve bu da her metal ile elektrolit arasında farklı bir elektrot potansiyeli oluşmasına neden olur. Eğer iki metal arasında elektriksel bir bağlantı (örneğin, bir tel ile) sağlanırsa, metaller arasında elektrik akışı gerçekleşir. Elektrotları çinko ve bakır olan ve sırasıyla çinko sülfat ve bakır sülfat çözeltilerine daldırılmış bir elektrokimyasal hücre Daniell hücresi olarak bilinir.

Daniell hücresinde gerçekleşen yarı-reaksiyonlar şunlardır: Çinko elektrotta (anot): Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e– Bakır elektrotta (katot): Cu2+(aq) + 2e–  → Cu(s)

Anot kompartmanında pozitif yüklerin birikmesini önlemek için, tuz köprüsü adı verilen ve bir elektrolit ile doldurulmuş bir U-tübü ters çevrilerek hücreye yerleştirilir. Böylece iyonların akışı ve elektrik akımı üretimi sağlanmış olur. Bir voltmetre vasıtasıyla, anot ve katot arasındaki potansiyel ölçülebilir. Elektrokimyasal hücre potansiyeli aynı zamandaelektromotor kuvvet veya emk olarak da adlandırılır. Elektronların elektrokimyasal hücrede izlediği yolu belirtmek amacıyla bir hücre diyagramı çizilebilir. Örneğin Daniell hücresi için hücre diyagramı şu şekildedir: Zn(S) │Zn2+(1M)││Cu2+(1M)│Cu(s) Önce, anotta oksitlenen metalin (Zn) redüklenmiş formu yazılır. Bu form, oksitlenmiş formundan (Zn2+), fazlar arasındaki sınırı belirten düşey bir çizgi ile ayrılır. Çift düşey çizgi, hücredeki tuz köprüsünü simgeler. Nihayet, katotta redüklenen metalin oksitli formu ve yine bir düşey çizgi sonrasında da redüklenmiş formu yazılır.