Elektrokimya — Galvanik Hücreler, Elektroliz ve Nernst Denklemi

Elektrokimya, redoks tepkimeleri ile elektriğin birbirini nasıl etkilediğini açıklar. Galvanik hücrede kendiliğinden gerçekleşen bir redoks tepkimesi elektrik enerjisi üretir. Elektrolitik hücrede ise dışarıdan verilen bir güç kaynağı, kendiliğinden olmayan bir tepkimeyi yürütür. Nernst denklemi de derişimler, basınçlar veya diğer koşullar standart değerlerinde olmadığında hücre potansiyelinin nasıl değiştiğini gösterir.

Tek bir fikri hatırlayacaksanız şunu hatırlayın: elektronların nereye gitme eğiliminde olduğunu kimya belirler, ortaya çıkan gerilimi ise elektrokimya izler.

Elektrokimya Ne Anlama Gelir?

Bir redoks tepkimesi her zaman elektron alışverişi içerir. Oksidasyon ve indirgenme yarı tepkimeleri farklı ortamlarda ayrıldığında elektrokimya kullanışlı hale gelir; böylece elektronlar tek bir kap içinde doğrudan aktarılmak yerine dış devreden geçer.

Bu ayrım, akım ve hücre potansiyeli gibi ölçülebilir nicelikler elde etmenizi sağlar. Ayrıca kimyayı analiz etmeyi kolaylaştırır; çünkü bir elektrodu oksidasyonun, diğerini ise indirgenmenin gerçekleştiği yer olarak tanımlayabilirsiniz.

Galvanik ve Elektrolitik Hücreler

Galvanik Hücreler Elektrik Enerjisi Üretir

Galvanik hücre, diğer adıyla voltaik hücre, kendiliğinden gerçekleşen bir redoks tepkimesini kullanarak elektrik enerjisi üretir.

Temel kurallar aynıdır:

• oksidasyon anotta gerçekleşir
• indirgenme katotta gerçekleşir
• elektronlar dış devrede anottan katoda hareket eder

Galvanik hücrede itici güç doğrudan tepkimenin kendisidir.

Elektrolitik Hücreler Elektrik Enerjisi Tüketir

Elektrolitik hücre, verilen koşullarda kendiliğinden olmayan bir tepkimeyi zorlamak için dış bir güç kaynağı kullanır.

Elektrokaplama ve erimiş tuzların elektrolizi bunun standart örnekleridir. Burada da tepkime etiketleri değişmez: oksidasyon yine anotta, indirgenme yine katotta olur. Değişen şey enerjinin yönüdür. Kimyasal olayın gerçekleşmesi için elektrik enerjisi verilir.

Anot, Katot ve Tuz Köprüsü Nasıl Belirlenir?

Öğrenciler çoğu zaman elektrot işaretlerini ezberler ve sonra takılır. Daha güvenli kural, her elektrodu orada gerçekleşen tepkimeye göre tanımlamaktır.

• anot = oksidasyon
• katot = indirgenme

Birçok galvanik hücrede anot negatiftir, katot pozitiftir. Birçok elektrolitik hücrede ise dış kaynak elektronları kendiliğinden gitmeyecekleri yöne ittiği için işaretler tersine döner.

Tuz köprüsünün ya da gözenekli ayırıcının görevi telinkiyle aynı değildir. Elektronlar dış devreden geçer. İyonlar ise çözeltide veya tuz köprüsünde hareket ederek iki yarı hücreden birinde yükün fazla birikmesini önler.

Çözümlü Örnek: Çinko-Bakır Galvanik Hücresi

Aşağıdaki galvanik hücreyi ele alalım:

$$\mathrm{Zn}(s)\,|\,\mathrm{Zn}^{2+}(aq)\,||\,\mathrm{Cu}^{2+}(aq)\,|\,\mathrm{Cu}(s)$$

Yarı tepkimeler şunlardır:

$$\mathrm{Zn}(s) \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}(aq) + 2e^-$$ $$\mathrm{Cu}^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu}(s)$$

Buna göre çinko anotta oksitlenir, bakır(II) iyonları ise katotta indirgenir. Standart koşullarda standart hücre potansiyeli

$$E^\circ_{cell} = E^\circ_{cathode} - E^\circ_{anode} = 0.34\ \mathrm{V} - (-0.76\ \mathrm{V}) = 1.10\ \mathrm{V}$$

olur.

Pozitif bir $E^\circ_{cell}$ değeri, standart koşullarda tepkimenin yazıldığı yönde kendiliğinden gerçekleştiğini gösterir.

Şimdi derişimlerin artık standart olmadığını varsayalım: $[\mathrm{Zn}^{2+}] = 1.0\ \mathrm{M}$ ve $[\mathrm{Cu}^{2+}] = 0.010\ \mathrm{M}$, sıcaklık da $25^\circ\mathrm{C}$ olsun.

Toplam tepkime için

$$\mathrm{Zn}(s) + \mathrm{Cu}^{2+}(aq) \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}(aq) + \mathrm{Cu}(s)$$

tepkime bölümü

$$Q = \frac{[\mathrm{Zn}^{2+}]}{[\mathrm{Cu}^{2+}]} = \frac{1.0}{0.010} = 100$$

şeklindedir.

Katılar $Q$ içinde yer almadığı için burada yalnızca sulu iyonlar önemlidir.

Genel koşullarda Nernst denklemi

$$E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$$

şeklindedir.

$25^\circ\mathrm{C}$ sıcaklıkta, 10 tabanlı logaritma kullanılırsa denklem çoğu zaman

$$E = E^\circ - \frac{0.05916\ \mathrm{V}}{n}\log Q$$

şeklinde yazılır.

Bu kısa biçim yalnızca $25^\circ\mathrm{C}$ için geçerlidir.

Bu hücre için $n = 2$ olduğundan

$$E = 1.10 - \frac{0.05916}{2}\log(100)$$ $$E = 1.10 - \frac{0.05916}{2}(2) = 1.10 - 0.05916 \approx 1.04\ \mathrm{V}$$

elde edilir.

Gerilim standart değerden daha düşüktür; çünkü verilen koşullar ileri yönlü tepkimeyi standart durumdaki düzene göre daha az elverişli hale getirir. Nernst denkleminin temel görevi budur: $E^\circ$ değerini gerçek koşullara göre düzeltmek.

Nernst Denklemi Nasıl Okunur?

Nernst denklemi standart hücre potansiyelinin yerine geçmez. Onu, elinizdeki gerçek koşullara göre ayarlar.

Eğer $Q = 1$ ise $\ln Q = 0$ olur ve dolayısıyla $E = E^\circ$ elde edilir. Yazıldığı yöndeki tepkime için $Q$ büyürse düzeltme terimi de büyür ve $E$ azalır. $Q$, $1$'den küçük olursa $E$ artar.

Dengede ileri ve geri yönlü eğilimler birbirini dengeler ve bu koşullarda hücre tepkimesi için $E = 0$ olur. Bu yüzden elektrokimya denge kimyasıyla yakından bağlantılıdır.

Yaygın Hatalar

Anodun Her Zaman Negatif Olduğunu Sanmak

Negatif ve pozitif işaretler hücrenin türüne bağlıdır. Güvenilir tanım tepkime türüdür: anotta oksidasyon, katotta indirgenme olur.

Elektronları Tuz Köprüsüne Yazmak

Elektronlar dış devrede hareket eder. Tuz köprüsü elektron değil, iyon taşır.

$0.05916$ Biçimini Her Sıcaklıkta Kullanmak

Biçim

$$E = E^\circ - \frac{0.05916}{n}\log Q$$

yalnızca $25^\circ\mathrm{C}$ için geçerlidir. Sıcaklık değişirse $RT/(nF)$ içeren tam biçimi kullanın.

$Q$ İçinde Nelerin Yer Aldığını Unutmak

Saf katılar ve saf sıvılar tepkime bölümüne dahil edilmez. Giriş düzeyindeki birçok hücre probleminde $Q$ içinde yalnızca çözünmüş iyonlar veya gazlar yer alır.

Elektrokimya Nerelerde Kullanılır?

Elektrokimya, elektron alışverişinin enerji dönüşümü veya kimyasal kontrol ile buluştuğu her yerde önemlidir. Buna piller, yakıt hücreleri, korozyon, elektrokaplama, metal saflaştırma ve analitik sensörler dahildir.

Ayrıca termodinamik ile gerçek sistemler arasında pratik bir köprü kurar. Hücre potansiyeli yalnızca bir tepkimenin gerçekleşip gerçekleşemeyeceğini değil, koşullar değiştiğinde itici gücün nasıl değiştiğini de gösterir.

Benzer Bir Problem Deneyin

Çinko-bakır örneğini, bu kez $[\mathrm{Cu}^{2+}]$ daha küçük değil daha büyük olacak şekilde değiştirin; ardından $Q$ ve $E$ değerlerini yeniden hesaplayın. Bu tek değişiklik bile Nernst denklemini ezberlenecek bir formül gibi değil, hücrenin gerçekten ne yaşadığını anlatan bir araç gibi görmenizi sağlar.