Elektrokimia

Elektrokimia është ajo dege e kimisë që merret me proceset që përfshijnë transferimin e elektroneve, reaksionet e oksido-reduktimit shkurt redoks. Pra trajton shndërrimet kimike të përftuara nga kalimi i elektricitetit ne celula dhe prodhimin e elektricitetit me ane te reaksioneve kimike. Elektrokimia merret me transformimin e energjisë kimike ne elektrike e anasjelltas. Përveç tjerash studion fenomene si gërryerjen e metaleve, rafinimin e tyre, dhe pjesën me te madhe te reaksioneve biokimike për funksionimin e organizmave te gjalle si fotosinteza, frymëmarrja qelizore, transmetimi i sinjaleve nervore etj. Elektrokimia lidhet edhe me studimin e prodhimit te rrymës elektrike nga elektrolitet.

Oksidimi dhe Reduktimi

Termi "redox" nënkupton oksidimin e reduktimit. Ajo i referohet proceseve elektrokimike që përfshijnë transferimin e elektroneve në ose nga një molekulë ose jon që ndryshon gjendjen e oksidimit të tij. Ky reagim mund të ndodhë nëpërmjet aplikimit të një tensioni të jashtëm ose përmes lëshimit të energjisë kimike. Oksidimi dhe reduktimi përshkruajnë ndryshimin e gjendjes së oksidimit që ndodh në atomet, jonet ose molekulat e përfshira në një reaksion elektrokimik. Formalisht, gjendja e oksidimit është ngarkesa hipotetike që një atom do të kishte nëse të gjitha lidhjet me atomet e elementëve të ndryshëm ishin 100% jonik. Një atom ose jon që heq një elektron në një tjetër atom ose jon ka shtrirjen e oksidimit të tij dhe marrësi i elektronit të ngarkuar negativisht ka rënien e oksidimit të tij.

Për shembull, kur natriumi atomik reagon me klorin atomik, natriumi dhuron një elektron dhe arrin një gjendje oksidimi prej +1. Klori pranon elektronin dhe gjendja e oksidimit të saj reduktohet në -1. Shenja e gjendjes së oksidimit (pozitiv / negativ) në të vërtetë korrespondon me vlerën e ngarkesës elektronike të secilit ion. Tërheqja e joneve të natriumit dhe klorit të ngarkuar ndryshe është arsyeja që ata atëherë formojnë një lidhje jonike.

Humbja e elektroneve nga një atom ose molekulë quhet oksidimi, dhe fitimi i elektroneve është zvogëlimi. Kjo mund të mbahet mend lehtë përmes përdorimit të pajisjeve mnemonike. Dy nga më të njohurit janë "OIL RIG" (Oksidimi është Humbje, Zvogëlimi është Gain) dhe "LEO" luani thotë "GER" (Lose Electron: Oxidation, Gain Electrons: Reduktimi). Oksidimi dhe reduktimi ndodhin gjithmonë në një mënyrë të çiftëzuar, kështu që një specie oksidohet kur një tjetër reduktohet. Për rastet kur elektronet ndahen (lidhjet kovalente) midis atomeve me dallime të mëdha në elektronegativitet, elektroni caktohet në atom me elektronegativitetin më të madh në përcaktimin e gjendjes së oksidimit.

Atomi ose molekula që humbet elektronet njihet si agjenti reduktues, ose reduktues, dhe substanca që pranon elektronet quhet agjent oksidues ose oksidues. Kështu, agjent oksidues është gjithmonë duke u reduktuar në një reaksion; agjenti reduktues është gjithmonë i oksiduar. Oksigjeni është një agjent i zakonshëm oksidues, por jo i vetmi. Pavarësisht nga emri, një reaksion oksidimi jo domosdoshmërisht duhet të përfshijë oksigjenin. Në fakt, një zjarr mund të ushqehet nga një oksidues tjetër përveç oksigjenit; zjarre fluoresh janë shpesh të pashpjegueshme, pasi fluori është një oksidues edhe më i fortë (ka një elektronegativitet më të lartë dhe kështu pranon elektronet edhe më mirë) sesa oksigjeni.

Për reaksione që përfshijnë oksigjenin, fitimi i oksigjenit nënkupton oksidimin e atomit ose molekulës në të cilën shtohet oksigjeni (dhe oksigjeni reduktohet). Në komponimet organike, të tilla si butan ose etanol, humbja e hidrogjenit nënkupton oksidimin e molekulës nga e cila është humbur (dhe hidrogjeni është reduktuar). Kjo vjen pasi hidrogjeni dhuron elektronin e saj në lidhje kovalente me jo-metale, por merr elektronike përgjatë kohës kur ajo humbet. Anasjelltas, humbja e oksigjenit ose fitimi i hidrogjenit nënkupton zvogëlimin.

Balancimi i reaksioneve redoks

Reaksionet elektrokimike në ujë kuptohen më mirë duke balancuar reaksionet redoks duke përdorur metodën jon-elektron ku H +, OH-ion, H2O dhe elektronet (për të kompensuar ndryshimet e oksidimit) janë shtuar në gjysmë-reaksionet e qelizave për oksidim dhe reduktim.

Mesatare acidike

Në mjedisin acid H + jonet dhe uji janë shtuar në gjysmë-reaksione për të balancuar reagimin e përgjithshëm. Për shembull, kur mangani reagon me natriumi bizmutat.

Reaksioni i pabalancuar: Mn2 + (aq) + NaBiO3 (s) → Bi3 + (aq) + MnO4- (aq)

Oksidimi: 4 H2O (l) + Mn2 + (aq) → MnO4- (aq) + 8 H + (aq) + 5 e-

Reduktimi: 2 e + 6 H + (aq) + BiO3- (s) → Bi3 + (aq) + 3 H2O (l)

Së fundi, reagimi është balancuar duke shumëzuar numrin e elektroneve nga gjysma e reduktimit të reagimit ndaj gjysmë reagimit të oksidimit dhe anasjelltas dhe duke shtuar dy gjysmë reagime, duke zgjidhur kështu ekuacionin.

8 H2O (l) + 2 Mn2 + (aq) → 2 MnO4- (aq) + 16 H + (aq) + 10 e-

10 e + 30 H + (aq) + 5 BiO3- (s) → 5 Bi3 + (aq) + 15 H2O (l)

Reagimi i balancuar:

14 H+(aq) + 2 Mn2+(aq) + 5 NaBiO3(s) → 7 H2O(l) + 2 MnO4−(aq) + 5 Bi3+(aq) + 5 Na+(aq)

Mesatare bazike

Në OH-ione të mesme bazë dhe uji shtohen në gjysmë reagime për të balancuar reagimin e përgjithshëm. Për shembull, në reagimin midis permanganatit të kaliumit dhe sulfit të natriumit.

Reaksion i pabalancuar: KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOH

Reduktimi: 3 e- + 2 H2O + MnO4- → MnO2 + 4 OH-

Oksidimi: 2 OH- + SO32- → SO42- + H2O + 2 e-

E njëjta procedurë e ndjekur në median acid duke shumëzuar elektronet në reagime gjysmë të kundërta zgjidhë ekuacionin duke balancuar kështu reagimin e përgjithshëm.

6 e- + 4 H2O + 2 MnO4- → 2 MnO2 + 8 OH-

6 OH- + 3 SO32- → 3 SO42- + 3 H2O + 6e-

Ekuacioni i balancuar:

2 KMnO4 + 3 Na2SO3 + H2O → 2 MnO2 + 3 Na2S04 + 2 KOH

Mesatare neutrale

Zbatohet e njëjta procedurë e përdorur në median acid, për shembull në balancimin duke përdorur metodën e joneve të elektronit për të përfunduar djegien e propanit.

Reaksioni i pabalancuar: C3H8 + O2 → CO2 + H2O

Reduktimi: 4 H + + O2 + 4 e- → 2 H2O

Oksidimi: 6 H2O + C3H8 → 3 CO2 + 20 e- + 20 H +

Si në mediumin acid dhe bazë, elektronet të cilat janë përdorur për të kompensuar ndryshimet e oksidimit shumëzohen me reagimet gjysmë të kundërta, duke zgjidhur kështu ekuacionin.

20 H + + 5 O2 + 20 e- → 10 H2O

6 H2O + C3H8 → 3 CO2 + 20 e- + 20 H +

Ekuacioni i balancuar:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O