Elektrokimyaya Giriş ve Redoks Tepkimeleri
Elektrokimya, kimyasal enerji ile elektrik enerjisi arasındaki dönüşümleri inceleyen kimya dalıdır. Bu dönüşümler temel olarak elektron alışverişine dayanan redoks (indirgenme-yükseltgenme) tepkimeleri aracılığıyla gerçekleşir. Bir kimyasal türün elektron alması indirgenme, elektron vermesi ise yükseltgenme olarak adlandırılır.
Yükseltgenme Basamağının Belirlenmesi
Redoks tepkimelerinde hangi türün indirgendiğini ve hangisinin yükseltgendiğini anlamak için elementlerin yükseltgenme basamakları takip edilir. - Serbest hâldeki elementlerin yükseltgenme basamağı sıfırdır (Zn (k)
, O 2(g)
). - Bileşiklerde hidrojen genellikle +1, oksijen ise genellikle −2 değerlik alır (peroksitler ve florlu bileşikler hariç). - Bir bileşikteki atomların yükseltgenme basamaklarının cebirsel toplamı sıfıra, kök iyonlarda ise iyonun yüküne eşittir.
Metalik Aktiflik ve İstemlilik
Elementlerin elektron verme eğilimlerinin bir ölçüsü aktiflik olarak tanımlanır. Metaller elektron vererek yükseltgenme eğilimindedirler, bu nedenle aktiflikleri yükseltgenme potansiyelleri ile doğru orantılıdır. - Aktif bir metal, kendisinden daha pasif bir metalin iyonunu içeren çözeltiye batırıldığında aşınır; yani metal çözeltiye geçerken çözeltideki katyon indirgenir. - Bir metal, asitlerle tepkime vererek H 2
gazı açığa çıkarabiliyorsa, o metal aktif metaldir (hidrojenin üzerinde yer alır). Cu,Ag,Hg,Pt,Au gibi soy ve yarı soy metaller hidrojenden pasiftir ve her asitle tepkime vermez.
Elektrokimyasal Piller (Galvanik Hücreler)
İstemli redoks tepkimeleri (ΔG<0) aracılığıyla elektrik enerjisi üreten sistemlere elektrokimyasal pil veya Galvanik pil denir. Piller iki yarı hücreden oluşur: 1. Anot Yarı Hücresi: Yükseltgenmenin gerçekleştiği elektrottur. Pil şemasında sol tarafta gösterilir. Elektronlar anot elektrottan dış devreye verilir. Zamanla anot kütlesi aşınır ve çözeltideki katyon derişimi artar. 2. Katot Yarı Hücresi: İndirgemenin gerçekleştiği elektrottur. Pil şemasında sağ tarafta gösterilir. Çözeltideki katyonlar elektrot üzerinde indirgenerek birikir. Zamanla katot kütlesi artabilir.
Tuz Köprüsünün Görevi
Pil sisteminde iki yarı hücreyi birbirine bağlayan ve içinde genellikle KNO 3
veya KCl gibi tuzların sulu çözeltisi bulunan köprüdür. - Yük denkliğini sağlar. - Anot hücresinde biriken artılartı (katyonları) nötrlemek için anyonlar (NO 3 −
) anoda akar. - Katot hücresinde azalan pozitif yükleri dengelemek için katyonlar (K + ) katoda akar. - Tuz köprüsü olmadan elektrik akımı devre tamamlanamadığı için pil çalışmaz.
Standart Elektrot Potansiyelleri (E
0 )
Standart şartlarda (25 ∘ C sıcaklık, 1 atm basınç ve 1M derişim) ölçülen elektrot potansiyelleridir. Standart hidrojen elektrotu (SHE) referans alınarak potansiyeli 0.00 Volt kabul edilmiştir. - E 0 değeri büyük olan madde indirgenmeye daha yatkındır (iyi bir katottur). - E 0 değeri küçük olan madde yükseltgenmeye daha yatkındır (iyi bir anottur). - Standart pil potansiyeli (E pil 0
) hesaplanırken:
E pil 0
=E y u ¨ kseltgenme(anot) 0
+E indirgenme(katot) 0
veya
E pil 0
=E katot 0
−E anot 0
formülü kullanılır. E pil 0
0 olan tepkimeler istemlidir.
Nernst Eşitliği
Standart olmayan şartlarda (1M dışındaki derişimlerde veya farklı sıcaklıklarda) pil potansiyelini hesaplamak için Nernst eşitliği kullanılır:
E pil
=E pil 0
− n 0.059
log( [B + ] b [A + ] a
)
(Formülde n alınan/verilen elektron sayısını, kesir kısmı ise denge kesrini Q ifade eder). - Anot derişimi artarsa veya katot derişimi azalırsa E pil
değeri azalır. - Pil tepkimesi dengeye ulaştığında E pil
=0 olur ve pil çalışmaz.
Elektroliz ve Faraday Kanunları
İstemli olmayan redoks tepkimelerinin elektrik enerjisi yardımıyla gerçekleştirilmesine elektroliz denir. Elektroliz düzeneğinde: - Anot kutbu pozitif (+) yüklüdür ve yükseltgenme gerçekleşir. - Katot kutbu negatif (−) yüklüdür ve indirgenme gerçekleşir.
Faraday Kanunları
Devreden geçen elektrik yükü miktarı ile elektrotlarda toplanan madde miktarı doğru orantılıdır. - 1 mol elektron yüküne 1 Faraday (1F) denir ve 1F=96500 Coulombdur. - Toplanan madde miktarı: m= n⋅96500 I⋅t⋅MA
bağıntısı ile hesaplanır (burada I akım şiddeti Amper, t saniye, MA mol kütlesi, n elektron sayısıdır).
Çözümlü Örnekler
Örnek 1
Standart indirgenme potansiyelleri Zn 2+ +2e − →Zn için E 0 =−0.76V ve Cu 2+ +2e − →Cu için E 0 =+0.34V verilmiştir. Buna göre Zn−Cu pilinin standart pil potansiyeli kaç Volttur?
Çözüm: İndirgenme potansiyeli küçük olan element anottur (yükseltgenir). Zn nin potansiyeli daha küçük olduğu için anot yarı hücresi Zn, katot yarı hücresi ise Cu'dur. - Anot (Yükseltgenme): Zn (k)
→Zn (aq) 2+
+2e − (E 0 =+0.76V) - Katot (İndirgenme): Cu (aq) 2+
+2e − →Cu (k)
(E 0 =+0.34V) - Toplam Pil Potansiyeli: E pil 0
=0.76+0.34=1.10V
Örnek 2
Erimiş CaCl 2
tuzunun elektrolizinde devreden 2 Amperlik akım 965 saniye süreyle geçmektedir. Buna göre katotta kaç gram Ca katısı toplanır? (Ca:40g/mol)
Çözüm: Öncelikle devreden geçen yük miktarı (Coulomb) ve mol elektron hesaplanır: - Q=I⋅t=2⋅965=1930 Coulomb - n(e − )= 96500 1930
=0.02 mol elektron Katotta Ca 2+ iyonları 2 elektron alarak indirgenir: Ca 2+ +2e − →Ca (k)
2 mol elektron geçtiğinde 1 mol (40 gram) Ca toplanırsa, 0.02 mol elektron geçtiğinde: - Toplanan Ca=0.02× 2 1
×40=0.4 gramdır.
Sık Yapılan Hatalar
- Anot ve katot yarı tepkimelerini yazarken elektronların yerini karıştırmak (anotta elektronlar ürünlerdedir, katotta girenlerdedir).
- Pil potansiyeli hesaplanırken E 0 değerleri ters çevrildiğinde işaret değiştirmeyi unutmak.
- Elektrolizde anot ve katot işaretlerinin Galvanik pillerle karıştırılması (Elektrolizde anot (+), katot (−); pilde anot (−), katot (+)'dır).
Sınav İpucu
Sorularda derişimler 1M verildiğinde doğrudan standart pil potansiyeli (E pil 0
) formülünü kullanın; derişimler 1M'dan farklı ise kesinlikle Nernst eşitliğine ya da Le Chatelier ilkesine (derişimi artanı azaltmak için dengeyi kaydırma yönü) başvurun.