[AnaSayfa] [Elektrokimya] [Yararlı siteler]
01. Elektrot Potansiyelleri ve Elektrot Potansiyellerinin Ölçümü
Elektrokimya, elektrik enerjisi üreten veya elektrik enerjisiyle yürüyen yükseltgenme indirgenme (redoks) reaksiyonlarinin tümünü içine alan bilim dalidir. Elektrokimya elektrik akiminin kimyasal reaksiyonlarla olan iliskisini açiklar. Bir elektrokimyasal olay mutlaka bir redoks reaksiyonudur. Elektrik üretir veya elektrik akimi yardimiyla bir reaksiyon olusur. Her redoks reaksiyonu indirgenme yarim reaksiyonu ve yükseltgenme yarim reaksiyonu olmak üzere iki yarim reaksiyondan meydana gelir. Burada uzun bir metal parçasi metal parçasi, M, elektrokimyasal çalismalarda kullanildiginda elektrot ismini alir. Mn+ metal iyonlari içeren bir çözeltiye daldirilan bir elektrot bir yari-hücre meydana getirir. Elektrottaki metal atomlariyla çözeltideki metal iyonlari arasindaki iki tür etkilesim olabilir.
1. Bir metal iyonu, Mn+, elektrotla etkileserek n elektron alip bir metal atomu, M, na dönüsebilir. Bu durumda iyon indirgenir.
2. Elektrottaki bir metal atomu, M, n elektron verir ve Mn+ iyonu olarak çözeltiye geçebilir. Bu durumda metal atomu yükseltgenir.
Metal ile çözelti arasinda kurulan dengeyi asagidaki gibi gösterebiliriz.
yükseltgenme
M(k) Mn+ ________à (aq) + ne-
Indirgenme
Sulu çözeltide serbest elektronlar asla bulunmaz.
Bir metal elektrotun, M, kendi iyonlarini içeren bir sulu çözeltiye kismen daldirilmasiyla bir yari hücre meydana gelir. Elektrotta ve çözeltide bu denge nedeniyle olusan degisimler ölçülemeyecek kadar az olmasi nedeniyle, ölçümlerimiz iki farkli yari-hücrenin birlesmesini temel almalidir. Özellikle, bir yari-hücrenin elektrotundan diger yari-hücrenin elektrotuna elektronlarin akis egilimini ölçmeliyiz. Elektrotlar, elektrotta yükseltgenme veya indirgenmenin olusmasina göre ayrilir. Yükseltgenmenin olustugu elektrot anot, indirgenmenin olustugu katottur.
Yukaridaki sekilde iki yari-hücrenin birlesmesini göstermektedir. Yari-hücrelerin ilkinde Cu elektrot Cu2+(aq) ile, digerinde ise Ag elektrot Ag+ ile temas halindedir. Bu iki elektrot tellerle bir voltmetreye baglanmistir. Elektrik devresini tamamlamak için iki çözeltinin elektriksel olarak baglanmasi da gerekir. Çözeltiler boyunca yük, iyonlarin göçüyle tasindigindan, bunun için tel kullanilmaz. Çözeltiler ya bir gözenekli engel boyunca dogrudan temasta olmali veya tuz köprüsü denilen bir U tüpündeki üçüncü bir çözeltiye birlestirilmelidirler. Iki yari-hücrenin uygun sekilde baglanmis birlesimine elektrokimyasal hücre ismi verilir. Bir elektrokimyasal hücre, elektrotlari bir tel ile, çözeltileri ise bir tuz köprüsüyle birlestirilmis iki yari-hücreden meydana gelir. (tuz köprüsünün uçlari sivinin akisini engelleyen, fakat iyon göçüne izin veren gözenekli bir malzeme ile kapanmistir). Elektronlar yükseltgenmenin meydana geldigi (anot) Cu elektrottan indirgenmenin meydana geldigi (katot) Ag elektroda akarlar. Duyarli ölçümler için, hücreden çekilen elektrik akimi miktari, bir voltmetre veya potansiyometre yardimiyla, çok küçük tutulmalidir.
Elektrokimyasal hücrede olan degisikler: örnegin Cu atomlari elektronlari anotta birakirlar ve Cu2+(aq) iyonlari olarak Cu(NO3)2 (aq) ortamina geçerler. Cu atomlarinin kaybettigi elektronlar kablodan ve voltmetreden geçerek katoda geçerler. Elektronlar burada, metalik gümüs meydana gelmesi için AgNO3 (aq) daki Ag+ iyonlari tarafindan alinirlar. Bu arada tuz köprüsündeki anyonlar (NO3-) fazla Cu2+ iyonlarindan kaynaklanan pozitif yük fazlaligini dengelemek için bakir yari-hücresine göç ederken, katyonlar (K+) da fazla NO3- iyonlarinin negatif yükünü dengelemek için gümüs yari-hücresine yönelirler. Elektrokimyasal hücrede akan istemli elektrik akimini olusturan net tepkime asagidaki gibidir.
Yükseltgenme : Cu(k) → Cu2+(aq) + 2 e-
Indirgenme : 2 {Ag+(aq) + e- → Ag(k) }
-----------------------------------------------
Net Tepkime : Cu(k) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(k)
Voltmetrede okunan deger (0,460 V) önemlidir. Bu hücre voltaji veya iki yari-hücre arasindaki potansiyel farkidir. Hücre voltajinin birimi volt (V), yük basina enerjidir. Bu nedenle, bir voltluk potansiyel farki, bir elektrik devresinden geçen bir kulonluk her yük için bir jullük enerjiyi ifade eder: 1 V = 1 J / C Voltaj veya potansiyel farkini elektronlar için sürükleyici güç olarak düsünebiliriz. Hücre voltaji elektromotor kuvveti (emk) veya hücre potansiyeli olarak da isimlendirilir ve Epil simgesi ile gösterilir.
Hücre Diyagramlari ve Terimler Dizgesi :
Hücre diyagrami bir elektrokimyasal hücrenin bilesenlerini simgesel olarak gösterir. Hücre diyagramlarinin yazilisinda genel olarak kabul edilen bilgileri izleyecegiz.
· Yükseltgenmenin oldugu elektrot olan anot diyagramin sol tarafinda bulunur.
· Indirgenmenin oldugu elektrot olan katot diyagramin sag tarafinda bulunur.
· Farkli fazlarin (elektrot ve çözelti gibi) arasindaki sinir tek bir dikey çizgi (|) ile gösterilir. Genellikle bir tuz köprüsü olan yari-hücre bölmeleri arasindaki sinir çift dikey çizgi (||) ile gösterilir. Sulu çözeltideki türler çift dikey çizginin her iki yaninda yer alirlar. Ayni çözeltideki farkli türler birbirlerinden virgül ile ayrilarak yazilirlar.
Örnegin:
Anot → Zn(k) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(k) ← katot Epil = 1,103 V
Yari-hücre tuz yari-hücre hücre voltaji
(yükseltgenme) köprüsü (indirgenme)
02. Standart Elektrot Potansiyelleri
Bir standart hidrojen elektrotta (SHE) , çözeltideki birim aktiflikleri H3O+ iyonlari (yani aH3O+ = 1) ile gaz fazinda 1bar basincindaki H2 molekülleri arasinda (platin gibi) soy bir metal yüzeyinde kurulan bir denge vardir. Denge tepkimesi metal yüzeyinde belirli bir potansiyel olusturur, fakat bu potansiyel keyfi olarak sifir alinir.
E° = 0 volt (V)
Bu yari-hücrenin diyagrami
Pt | H2(g, 1bar) | H+ (a = 1)
Iki ayri dik çizgi, üç fazin oldugunu gösterir. Bu fazlar kati platin, hidrojen gazi ve sulu çözeltideki hidrojen iyonudur. Basit olarak genellikle H3O+ yerine H+ yazariz, birim aktiviteyi (a = 1) yaklasik olarak [H+] = 1 M aliriz ve 1 bar basinci 1 atm ile degistiririz.
Standart elektrot potansiyelinin, E°, elektrotta olusan indirgenme isleminin egilimini ölçtügü, uluslararasi düzeyde, kabul edilmistir. Sulu çözeltide bulunan iyonik türler daima birim etkinlikte (yaklasik 1 M), gazlar ise daima 1 bar (yaklasik 1 atm) basinçta olmalidir. E° degeri ölçülecek madde bir metal degilse, potansiyel, platin gibi soy bir metal elektrot üzerinden ölçülerek bulunur. Indirgenen madde (çizgi) isaretinin sol tarafina, ana indirgenme ürünü ise sag tarafina yazariz.
Cu2+(1 M) + 2 e- → Cu(k) E°Cu2+ / Cu = ?
Yukaridaki yari tepkimenin oldugu bir standart elektrotun E° degerini tayin etmek için, bu yari-hücreyi bir standart elektrotu (SHE) ile karsilastirilir. Bu karsilastirmada SHE daima hücre diyagraminin solundaki elektrot (anot) olarak alinir. Karsilastirilan elektrot ise hücre diyagraminin sagindaki elektrot (katot) dur. Elektronlarin H2 den Cu elektroda ilettigi asagidaki hücrede ölçülen potansiyel farki 0,340 V dur.
Pt | H2(g, 1 atm) | H+(1 M) || Cu2+(1 M) | Cu(k) E°pil = 0,340 V
Anot Katot
Standart hidrojen elektrodu (SHE)
Standart hidrojen elektrodu, 1 M H+(aq) içeren çözeltiye daldirilan bir platin parçasi ile platinin yüzeyinden geçen hidrojen akimindan meydana gelir. Platin tepkimeye girmeyip, H3O(aq)+ nin H2(g) indirgenmesi ve bunun tersi olan yükseltgenme yari-tepkimesi için bir yüzey meydana getirir.
Standart hücre potansiyeli, E°pil iki standart elektrottan olusan bir hücrenin potansiyeli farki veya voltajidir. Bu fark daima asagidaki gibi bulunur.
E°pil = E° (sag) - E° (sol)
(katot) (anot)
Örnegin; E°pil = E°Cu2+ / Cu - E°H+ / H2 = 0,340 V
E°pil = E°Cu2+ / Cu – 0 V = 0,340 V
E°Cu2+ / Cu = 0,340 V
Standart indirgenme yari-tepkimesi için
Cu2+(1 M) + 2 e- → Cu(k) E°Cu2+ / Cu = +0,340 V
Tepkimede diyagrami verilen volta hücresinde olusan toplam tepkimeyi asagidaki gibi yazabiliriz.
H2(g, 1 atm) + Cu2+(1 M) → 2 H+(1 M) + Cu(k) E°pil = 0,340 V
Hücre tepkimesi, Cu2+(1 M) nin H+(1 M) dan daha kolayca indirgendigini belirtir.
Standart hidrojen elektrotunun potansiyeli sifir olarak alinir. Herhangi bir elektrot yari-tepkimesinin indirgenme egilimi, H+(1 M) nin H2(g, 1 atm) e indirgenme egiliminden daha büyükse, bu elektrotun standart indirgenme potansiyeli, E°, pozitif bir deger alir. Herhangi bir elektrot yari-tepkimesinin indirgenme egilimi, H+(1 M) nin H2(g, 1 atm) e indirgenme egiliminden daha küçükse, bu elektrodun standart indirgenme potansiyeli, E°, negatiftir.
03. Epil, ΔG, ve Kd
Bir volta hücresinde tepkime oldugunda hücre elektriksel is yapar. Toplam is, asagidaki üç terimin çarpimina esittir. Bunlar, Epil, elektrotlar arasinda aktarilan elektron mol sayisi, ve Faraday sabiti (F) olarak adlandirilan elektron molü basina elektrik yükü (96485 C/mol e-) dür. Welek in birimi de jul (J) dür.
welek = nF Epil
Yukaridaki esitlik yalnizca tersinir olarak çalisan hücrelere uygulanir. Bir islemden elde edilebilen kullanilir enerji (is) miktarinin –ΔG ye esit oldugunu belirtmistik. Bu nedenle,
ΔG = -nF Epil
Tepkenlerin ve ürünlerin standart hallerinde bulundugu özel durumda,
ΔG° = -nF E°pil
Indirgenme Yari-Tepkimelerinin Birlestirilmesi
Fe3+(aq) + 3 e- → Fe(k)
Fe2+(aq) + 2 e- → Fe(k), E° = -0,440 V
Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq), E° = 0,771 V
Istedigimiz yari-tepkime basit olarak bu iki yari-tepkimenin toplamidir. Fakat aradigimiz E° degeri -0,440 V ve 0,771 V ile 0,771 V un toplamindan elde edilemez. Bu ΔG° degerleridir.
Fe2+(aq) + 2 e- → Fe(k); ΔG° = -2 x F x (-0,440 V)
Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq); ΔG° = -1 x F x (0,771 V)
--------------------------------------------------------------------
Fe3+(aq) + 3 e- → Fe(k); ΔG° = (0,880F) V – (0,771F) V = (0,109F) V
Simdi E°Fe3+ / Fe, degerini bulmak için yeniden tepkimeyi kullanabiliriz.
ΔG° = -nF E°Fe3+ / Fe = -3F E°Fe3+ / Fe = (0,109F) V
E°Fe3+ / Fe = (-0,109F / 3F) V = -0,0363 V
Yükseltgenme-Indirgenme Tepkimelerinde Istemli Degismeler
Kendiliginden olusan tepkimeler için için ana ölçütümüz ΔG < 0 olmasidir. Redoks tepkimelerinde ΔG < 0 oldugunda Epil >0 dir. Diger bir deyisle, ΔG negatif ise Epil pozitif olmalidir. Epil pozitif ise, tepkime belirtilen kosullarda ileri yönde egilimlidir. Epil negatif ise, tepkime belirtilen kosullarda ters yönde egilimlidir. Epil = 0 ise tepkime belirtilen kosullarda dengededir. Hücre tepkimesi ters çevrilirse, Epil nin isareti degisir.
Metallerin Asitlere Karsi Davranisi
Yükseltgenme : M(k) → M2+(aq) + 2 e-
Indirgenme : 2 H+(aq) + 2 e- → H2(g)
----------------------------------------------
Net Tepkime : M(k) + 2 H+(aq) → M2+(aq) + H2(g)
E°pil = E°H+/H2 - E°M2+/M = 0 V - E°M2+/M = - E°M2+/M
Standart potansiyelleri negatif olan metaller yukaridaki esitlikte pozitif E°pil degerlerini verirler. Bu metaller asidik çözeltilerden H2(g) açiga çikarmalidir.
E°pil ile K Arasindaki Iliski
ΔG ve E°pil arasinda bir iliski ile ΔG° ve K arasindaki iliski birlestirilebilir.
ΔG° = -RT ln K = -nF E°pil
Ve bu nedenle,
E°pil = (RT / nF) ln K
Yukarida R nin degeri 8,3145 J mol-1K-1 ve n tepkimede aktarilan elektron sayisini gösterir. Sonuç olarak, sicakligi 25°C = 298 K olarak belirledigimizde (elektrot potansiyelleri genellikle bu sicaklikta tayin edilir). Bu esitlikte “RT/F” yerine 0,025693 J/C = 0,025693 V dur.
E°pil = (0,025693 V / n) ln K
04. Epil in Derisime Bagimliligi
ΔG = ΔG° + RT ln Q
ΔG ve ΔG° yerine –nF Epil ve –nF E°pil yerlestirebiliriz.
-nF Epil = -nF E°pil + RT ln Q
Her terimi –nF ile bölersek asagidaki esitlige ulasiriz.
E° = E°pil – (RT / nF) ln Q
Yukaridaki esitlik Nernst tarafindan önerilmistir. Nernst esitligini dogal logaritmayi genel logaritmayla degistirerek elde edebiliriz. (ln Q = 2,3026 log Q).
Epil = E°pil – (2,3026RT / nF) log Q
Nernst esitliginin son sekli asagidaki gibidir.
Epil = E°pil – (0,0592 V / n) log Q
Nernst esitligindeki Q simgesinde saf kati ve sivilar için α = 1, gazlarin etkinlikleri yerine kismi basinçlar (atm) ve çözelti bilesenlerinin etkinlikleri yerine molariteler kullanilir.
Derisim Pilleri
Bir derisim pili ayni elektrotlu fakat farkli iyon derisimli iki yari-hücreden meydana gelir. Elektrotlar ayni oldugundan standart yari-hücre potansiyelleri sayisal olarak ayni ve biri digerinden çikarildiginda E°pil = 0 degerini verir. Bununla birlikte iyon derisimlerindeki farklilik yari-hücreler arasinda bir potansiyel farkina sebep olur. Bir derisim pilindeki degisme daima derisik çözeltiden daha seyreltik çözelti ve seyreltik çözeltiden daha derisik çözelti olusturacak yöndedir. Bir derisim pilinde elektrik üretimini, karisma islemindeki entropi artisinin dogal egilimi olarak kullaniriz.Hidrojen elektrotunun yapilmasi ve kullanilmasi zordur. Pt metal düzeyi özel olarak hazirlanmali ve korunmali, gaz basinci kontrol edilmeli, elektrot kuvvetli yükseltgen ve indirgen maddelerin bulundugu ortamda asla kullanilmamalidir. Cam elektrot genelde laboratuvar pH metrelerinde kullanilir.
Kçç NIN ÖLÇÜLMESI
Bir derisim pilinin iki yari-hücresindeki iyonlarin derisimindeki fark gözlenen Epil e olusturur. Bu ayni zamanda güç çözünen iyonik bilesiklerin Kçç degerlerini belirlenmesini saglar. Asagidaki gibi bir derisim pili düsünelim:
Ag(k) | Ag+(doygun AgI) || Ag+(0,100 M) | Ag Epil = 0,417 V
Anotda bir gümüs elektrot, gümüs iyodürün doygun sulu çözeltisine batirilmistir. Katotda ikinci bir gümüs elektrot Ag+ derisimi 0,100 M olan bir çözeltiye daldirilmistir. Iki yari-hücre bir tuz köprüsü ile birlestirilmis olup, ölçülen pil potansiyeli 0,417 V dur. Bu derisim pilinde meydana gelen hücre tepkimesi asagidaki gibidir.
Indirgenme: Ag+(0,100 M) + e- → Ag(k)
Yükseltgenme : Ag(k) → Ag+(doygun AgI)
--------------------------------------------
Net Tepkime : Ag+(0,100 M) → Ag+(doygun AgI)
05. Piller: Kimyasal Tepkimelerden Elektrik Üretimi
Depoladigi kimyasal enerjiyi daha sonra elektrik olarak veren bir düzenek ticari pil olarak isimlendirilir. Bazi piller iki elektrot ve uygun elektrolit içeren tek bir volta pilinden meydana gelmislerdir. Flas pili buna örnektir. Diger ticari piller toplam potansiyeli arttirmak için artidan eksiye seri baglanmis iki veya daha fazla volta pilinden meydana gelmislerdir. Otomobil aküsü bu türe örnek verilebilir. Bu kesimde üç tür inceleyecegiz.
· Birincil ticari piller: Hücre tepkimesi tersinir degildir. Tepkenlerin büyük kismi ürünlere dönüstügünde, artik daha fazla elektrik üretilmez ve pil biter.
· Ikincil ticari piller (akümülatörler) : Hücre tepkimesi aküden elektrik geçirilerek tersine dönebilir (yükleme). Böylece bir pil her bosalisindan sonra yüklenerek birkaç yüz kez kullanilma olanagi vardir.
· Akis pilleri ve yalit pilleri : Bu tür piller, içlerinden tepkenler, ürünler ve elektrolitler geçirilirken kimyasal enerjiyi elektrik enerjisine dönüstüren düzeneklerdir.
Leclanché Pili (Kuru Pil)
Serbest sivisi olmadigindan herkesce kuru pil veya flas pili olarak adlandirilan Leclanché pilinde, çinko anotta yükseltgenme, karbon (grafit) Katotda ise indirgenme meydana gelir. Elektrolit, MnO2, ZnCl2, NH4Cl ve karbon siyahi içeren islak bir macun kivamindadir. Maksimum pil potansiyeli 1,55 V dur.
Yükseltgenme : Zn(k) → Zn2+(aq) + 2e-
Indirgenme : 2 MnO2(k) + H2O(s) + 2 e- → Mn2O3(k) + 2 OH-(aq)
NH4Cl den gelen NH4+ ile OH- arasinda asit-baz tepkimesi meydana gelir.
NH4+(aq) + OH-(aq) → NH3(g) + H2O(s)
Akimi bozmasi nedeniyle katot civarinda NH3(g) artisina izin verilmez. Bu durum, Zn2+ ile NH3(g) dan [Zn(NH3)2]2+ kompleks iyonu olusturan bir tepkimeyle önlenip, kompleks iyon, klorür tuzu olarak kristallenir.
Zn2+(aq) + 2 NH3(g) + 2 Cl-(aq) → [Zn(NH3)2]Cl2(k)
Pilin ana bilesenleri indirgenmenin oldugu grafit (karbon) çubuk olup (katot olarak çalisir) çinko kap (anottur) ve bir elektrolit görevi görür.
Leclanché pili birincil bir pildir, tekrardan dolmaz. Leclanché pilini yapmak ucuz ise de bazi sakincalari sunlardir; pilden hizla akim çekildiginde, ürünlerin elektrotlardaki artisi voltaj düsmesine sebep olur ve elektrolit ortami asidik oldugundan çinko metali yavas yavas çözünür.
Leclanché pillerinin daha üstün bir türü, elektrolit olarak NH4Cl yerine NaOH veya KOH in kullanildigi bazik pillerdir. Indirgenme yari-tepkimesi yukarida görülenle aynidir. Bazik pilin üstünlükleri, çinkonun bazik ortamda asidik ortamdaki gibi kolayca çözünmemesi ve pilden akim çekilirken pilin voltajini koruyarak daha iyi is yapmasidir. Yükseltgenme yari-tepkimesiyle Zn(OH)2(k) meydana gelir.
Zn(k) → Zn2+(aq) + 2 e-
Zn2+(aq) + 2 OH-(aq) → Zn(OH)2(k)
-------------------------------------------------
Zn(k) + 2 OH-(aq) → Zn(OH)2(k) + 2 e-
Kursun-Asit Pili (Akümülatör)
Kullandigi kimyasal tepkimeler tersinir oldugundan bir akümülatör tekrar kullanilabilir. Yani pile yeniden elektrik akimi verilerek bosalan enerji yeniden depolanalip kullanilabilir. Kursun-asit pilindeki tepkenler, anotta bir kursun izgara içine sikica doldurulmus kursun metali, Katotta kursun izgara içine doldurulmus kirmizi-kahverengi kursun (IV) oksit ve kütlece yaklasik % 35 lik seyreltik sülfürik asittir. Bu kuvvetli asidik ortamda H2SO4 tümüyle iyonlasmaz. Ortamda HSO4-(aq) ve SO42-(aq) bulunur, fakat HSO4-(aq) daha fazladir. Yari-tepkimeler ve net tepkime asagidaki gibidir.
Indirgenme : PbO2(k) + 3 H+(aq) + HSO4-(aq) + 2 e- → PbSO4(k) + 2 H2O(s)
Yükseltgenme : Pb(k) + HSO4-(aq) → PbSO4(k) + H+(aq) + 2 e-
------------------------------------------------------------------------------------
Net Tepkime : PbO2(k) + Pb(k) + 2 H+(aq) + 2 HSO4-(aq) → 2 PbSO4(k) + 2 H2O(s)
Gümüs-Çinko Pili: Dügme Pil
Bir gümüs-çinko hücresinin diyagrami asagidaki gibi yazilabilir.
Zn(k), ZnO(k) | KOH(doygun) | Ag2O(k), Ag(k)
Bosalma sirasindaki yari-tepkimeler asagidaki gibidir.
Indirgenme: Ag2O(k) + H2O(s) + 2 e- → 2 Ag(k) + 2 OH-(aq)
Yükseltgenme : Zn(k) + 2 OH-(aq) → ZnO(k) + H2O(s) + 2 e-
-----------------------------------------------------------------------
Net Tepkime : Zn(k) + Ag2O(k) → ZnO(k) + 2 Ag(k)
Net tepkimede çözelti olmadigindan, elektrolit miktari çok azdir ve elektrotlar birbirine çok yakin tutulabilir. Gümüs-çinko hücresinin depolama kapasitesi ayni boyuttaki kursun-asit hücresininkinden yaklasik alti kez daha büyüktür. Bu sebepler gümüs-çinko hücresini “dügme” pil olarak kullanisli yapar. Bu çok küçük piller saatlerde, elektronik hesap makinelerinde, isitme cihazlarinda ve fotograf makinelerinde kullanilabilir.
Nikel-Kadmiyum Pili: Yeniden Yüklenebilir Pil
Nikel-kadmiyum pili veya nikad pili genelde elektrikli tras makineleri ve el hesap makineleri gibi kordonsuz elektrikli cihazlarda kullanilir. Bu pildeki anot kadmiyum metalidir, katot ise nikel metali üzerine tutturulmus Ni(III) bilesigi NiO(OH) dir. Nikel-kadmiyum pilinin bosalimi sirasindaki yari-hücre tepkimeleri asagidaki gibidir.
Indirgenme : 2 NiO(OH)(k) + 2 H2O(s) + 2 e- → 2 Ni(OH)2(k) + 2 OH-(aq)
Yükseltgenme: Cd(k) + 2 OH-(aq) → Cd(OH)2(k) + 2 e-
---------------------------------------------------------------------------------
Net Tepkime : Cd(k) + 2 NiO(OH)(k) + 2H2O(s) → 2 Ni(OH)2(k) + Cd(OH)2(k)
Bu pil 1,4 V luk oldukça sabit bir voltaj verir ve pili bir dis voltaj kaynagina baglayarak yeniden yüklerken yukaridaki tepkime tersine döner.
06. Elektroliz: Istemsiz Kimyasal Tepkimelerin Olusum Nedeni
Elektroliz olarak adlandirilan bu islemde kendiliginden olmayan bir tepkime elektrik enerjisinden yararlanarak yürütülür.
Hücre kendiliginden çalistiginda elektronlar çinkodan bakira dogru gider. Bu durumda volta hücresindeki toplam kimyasal degisim asagidaki gibidir.
Zn(k) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(k) E°pil = 1,103 V
Simdi ayni hücreyi 1,103 V dan daha büyük voltajli bir dis elektrik kaynagina baglarsak, elektronlar bakir elektrottan ayrilip çinko elektroda dogru gitmeye zorlanir. Bu durumdaki toplam tepkime volta hücresi tepkimesinin tersi olup, E°pil negatiftir.
Indirgenme : Zn2+(aq) + 2 e- → Zn(k)
Yükseltgenme : Cu(k) → Cu2+(aq) + 2 e-
--------------------------------------------------
Net Tepkime : Cu(k) + Zn2+(aq) → Cu2+(aq) + Zn(k)
E°pil = E°Zn2+/Zn - E°Cu2+/Cu = -0,763 V – 0,340 V = -1,103 V
Böylece, elektron akisinin yönünü tersine çevirerek, volta hücresini bir elektroliz hücresine dönüstürebiliriz.
Yararlanılan bazı kaynaklar