Elektrokimya: çalışma rehberi

Temel fikirler

Elektrokimya kimyasal tepkimeleri elektrik enerjisine bağlar. Galvanik pilde kendiliğinden yürüyen bir redoks tepkimesi gerilim üretir; elektrolizde ise uygulanan akım bir tepkimeyi yürütür.

• Yükseltgenme anotta, indirgenme katotta olur. Pil potansiyeli E°_pil = E°_katot − E°_anot’tur ve pozitif değer kendiliğinden yürüyen pil demektir.
• Serbest enerji ΔG° = −nFE°’dir; F = 96 485 C/mol ve n aktarılan elektron sayısıdır.
• Standart koşullar dışında Nernst denklemi 25 °C’de E = E° − (0,0592 ÷ n) log₁₀ Q verir.
• Elektroliz için Faraday yasası: elektronların mol sayısı = It ÷ F, çöken kütle ise m = ItM ÷ (nF)’dir.

Temel denklemler

• E°_cell = E°_cathode − E°_anode
• ΔG° = −nFE°
• E = E° − (0.0592 ÷ n) log₁₀ Q (25 °C)
• m = ItM ÷ (nF)
• F = 96 485 C/mol

Çözümlü örnek

Zn | Zn²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu için E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V ve ΔG° = −2 × 96 485 × 1,10 = −212 kJ/mol’dür. [Zn²⁺] = 1,0 M ve [Cu²⁺] = 0,010 M ise Q = 100 ve E = 1,10 − (0,0592 ÷ 2) × log 100 = 1,10 − 0,059 = 1,04 V olur. 2,0 A ile 30 dak bakır kaplama m = 2,0 × 1800 × 63,5 ÷ (2 × 96 485) = 1,2 g biriktirir.

Sık yapılan hatalar

• Potansiyelleri yanlış sırayla çıkarmak ya da bir yarı tepkimeyi katsayıyla çarparken E°’yi değiştirmek.
• Nernst ve ΔG formüllerindeki n’nin denkleştirilmiş denklemdeki elektron sayısı olduğunu unutmak.
• Anot ile katodu karıştırmak. Yükseltgenme hem galvanik hem elektrolitik hücrelerde her zaman anotta olur.

Alıştırma

Bu konudaki alıştırma sorularıyla kendinizi sınayın: Elektrokimya