ForumTayfa  

Go Back   ForumTayfa > Eğitim > Ödevler - Dersler - Tezler > Kimya

Yeni Konu aç  Cevapla
 
LinkBack Seçenekler Stil
Alt 03.10.08, 20:14   #1 (permalink)
Yeni Tayfa
 
hayal-prest - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
 
Üyelik Tarihi: Apr 2008
Mesaj Sayısı: 205
Konu Sayısı: 35
Takım: Fenerbahçe
Rep Gücü: 1133
Rep Puanı: 112036
Rep Derecesi : hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000hayal-prest 0-250000
Ruh Hali:

Arrow Elektrokimya




01. Elektrot Potansiyelleri ve Elektrot Potansiyellerinin Ölçümü
02. Standart Elektrot Potansiyelleri
03. Epil, ΔG, ve Kd
04. Epil in Derişime Bağımlılığı
05. Piller: Kimyasal Tepkimelerden Elektrik Üretimi
06. Elektroliz: İstemsiz Kimyasal Tepkimelerin Oluşum Nedeni

01. Elektrot Potansiyelleri ve Elektrot Potansiyellerinin Ölçümü

Elektrokimya, elektrik enerjisi üreten veya elektrik enerjisiyle yürüyen yükseltgenme indirgenme (redoks) reaksiyonlarının tümünü içine alan bilim dalıdır. Elektrokimya elektrik akımının kimyasal reaksiyonlarla olan ilişkisini açıklar. Bir elektrokimyasal olay mutlaka bir redoks reaksiyonudur. Elektrik üretir veya elektrik akımı yardımıyla bir reaksiyon oluşur. Her redoks reaksiyonu indirgenme yarım reaksiyonu ve yükseltgenme yarım reaksiyonu olmak üzere iki yarım reaksiyondan meydana gelir. Burada uzun bir metal parçası metal parçası, M, elektrokimyasal çalışmalarda kullanıldığında elektrot ismini alır. Mn+ metal iyonları içeren bir çözeltiye daldırılan bir elektrot bir yarı-hücre meydana getirir. Elektrottaki metal atomlarıyla çözeltideki metal iyonları arasındaki iki tür etkileşim olabilir.

1. Bir metal iyonu, Mn+, elektrotla etkileşerek n elektron alıp bir metal atomu, M, na dönüşebilir. 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 arasında kurulan dengeyi aşağıdaki gibi gösterebiliriz.

yükseltgenme
M(k) Mn+(aq) + ne-
İndirgenme

Sulu çözeltide serbest elektronlar asla bulunmaz.

Bir metal elektrotun, M, kendi iyonlarını içeren bir sulu çözeltiye kısmen daldırılmasıyla bir yarı hücre meydana gelir. Elektrotta ve çözeltide bu denge nedeniyle oluşan değişimler ölçülemeyecek kadar az olması nedeniyle, ölçümlerimiz iki farklı yarı-hücrenin birleşmesini temel almalıdır. Özellikle, bir yarı-hücrenin elektrotundan diğer yarı-hücrenin elektrotuna elektronların akış eğilimini ölçmeliyiz. Elektrotlar, elektrotta yükseltgenme veya indirgenmenin oluşmasına göre ayrılır. Yükseltgenmenin oluştuğu elektrot anot, indirgenmenin oluştuğu katottur.




Yukarıdaki şekilde iki yarı-hücrenin birleşmesini göstermektedir. Yarı-hücrelerin ilkinde Cu elektrot Cu2+(aq) ile, diğerinde ise Ag elektrot Ag+ ile temas halindedir. Bu iki elektrot tellerle bir voltmetreye bağlanmıştır. Elektrik devresini tamamlamak için iki çözeltinin elektriksel olarak bağlanması da gerekir. Çözeltiler boyunca yük, iyonların göçüyle taşındığından, bunun için tel kullanılmaz. Çözeltiler ya bir gözenekli engel boyunca doğrudan temasta olmalı veya tuz köprüsü denilen bir U tüpündeki üçüncü bir çözeltiye birleştirilmelidirler. İki yarı-hücrenin uygun şekilde bağlanmış birleşimine elektrokimyasal hücre ismi verilir. Bir elektrokimyasal hücre, elektrotları bir tel ile, çözeltileri ise bir tuz köprüsüyle birleştirilmiş iki yarı-hücreden meydana gelir. (tuz köprüsünün uçları sıvının akışını engelleyen, fakat iyon göçüne izin veren gözenekli bir malzeme ile kapanmıştır). Elektronlar yükseltgenmenin meydana geldiği (anot) Cu elektrottan indirgenmenin meydana geldiği (katot) Ag elektroda akarlar. Duyarlı ölçümler için, hücreden çekilen elektrik akımı miktarı, bir voltmetre veya potansiyometre yardımıyla, çok küçük tutulmalıdır.

Elektrokimyasal hücrede olan değişikler: örneğin Cu atomları elektronları anotta bırakırlar ve Cu2+(aq) iyonları olarak Cu(NO3)2 (aq) ortamına geçerler. Cu atomlarının kaybettiği elektronlar kablodan ve voltmetreden geçerek katoda geçerler. Elektronlar burada, metalik gümüş meydana gelmesi için AgNO3 (aq) daki Ag+ iyonları tarafından alınırlar. Bu arada tuz köprüsündeki anyonlar (NO3-) fazla Cu2+ iyonlarından kaynaklanan pozitif yük fazlalığını dengelemek için bakır yarı-hücresine göç ederken, katyonlar (K+) da fazla NO3- iyonlarının negatif yükünü dengelemek için gümüş yarı-hücresine yönelirler. Elektrokimyasal hücrede akan istemli elektrik akımını oluşturan net tepkime aşağıdaki gibidir.

Yükseltgenme : Cu(k) → Cu2+(aq) + 2 e-
İndirgenme : 2 {Ag+(aq) + e- → Ag(k) }
-----------------------------------------------
Net Tepkime : Cu(k) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(k)

Voltmetrede okunan değer (0,460 V) önemlidir. Bu hücre voltajı veya iki yarı-hücre arasındaki potansiyel farkıdır. Hücre voltajının birimi volt (V), yük başına enerjidir. Bu nedenle, bir voltluk potansiyel farkı, bir elektrik devresinden geçen bir kulonluk her yük için bir jullük enerjiyi ifade eder: 1 V = 1 J / C Voltaj veya potansiyel farkını elektronlar için sürükleyici güç olarak düşünebiliriz. Hücre voltajı elektromotor kuvveti (emk) veya hücre potansiyeli olarak da isimlendirilir ve Epil simgesi ile gösterilir.

Hücre Diyagramları ve Terimler Dizgesi :

Hücre diyagramı bir elektrokimyasal hücrenin bileşenlerini simgesel olarak gösterir. Hücre diyagramlarının yazılışında genel olarak kabul edilen bilgileri izleyeceğiz.

• Yükseltgenmenin olduğu elektrot olan anot diyagramın sol tarafında bulunur.
• İndirgenmenin olduğu elektrot olan katot diyagramın sağ tarafında bulunur.
• Farklı fazların (elektrot ve çözelti gibi) arasındaki sınır tek bir dikey çizgi (|) ile gösterilir. Genellikle bir tuz köprüsü olan yarı-hücre bölmeleri arasındaki sınır çift dikey çizgi (||) ile gösterilir. Sulu çözeltideki türler çift dikey çizginin her iki yanında yer alırlar. Aynı çözeltideki farklı türler birbirlerinden virgül ile ayrılarak yazılırlar.

Örneğin:


Anot → Zn(k) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(k) ← katot Epil = 1,103 V
Yarı-hücre tuz yarı-hücre hücre voltajı
(yükseltgenme) köprüsü (indirgenme)


02. Standart Elektrot Potansiyelleri

Bir standart hidrojen elektrotta (SHE) , çözeltideki birim aktiflikleri H3O+ iyonları (yani aH3O+ = 1) ile gaz fazında 1bar basıncındaki H2 molekülleri arasında (platin gibi) soy bir metal yüzeyinde kurulan bir denge vardır. Denge tepkimesi metal yüzeyinde belirli bir potansiyel oluşturur, fakat bu potansiyel keyfi olarak sıfır alınır.

Pt üzerinde
2 H+ (a = 1) + 2 e- H2(g, 1bar) E° = 0 volt (V)

Bu yarı-hücrenin diyagramı

Pt | H2(g, 1bar) | H+ (a = 1)

İki ayrı dik çizgi, üç fazın olduğunu gösterir. Bu fazlar katı platin, hidrojen gazı ve sulu çözeltideki hidrojen iyonudur. Basit olarak genellikle H3O+ yerine H+ yazarız, birim aktiviteyi (a = 1) yaklaşık olarak [H+] = 1 M alırız ve 1 bar basıncı 1 atm ile değiştiririz.

Standart elektrot potansiyelinin, E°, elektrotta oluşan indirgenme işleminin eğilimini ölçtüğü, uluslararası düzeyde, kabul edilmiştir. Sulu çözeltide bulunan iyonik türler daima birim etkinlikte (yaklaşık 1 M), gazlar ise daima 1 bar (yaklaşık 1 atm) basınçta olmalıdır. E° değeri ölçülecek madde bir metal değilse, potansiyel, platin gibi soy bir metal elektrot üzerinden ölçülerek bulunur. İndirgenen madde (çizgi) işaretinin sol tarafına, ana indirgenme ürünü ise sağ tarafına yazarız.

Cu2+(1 M) + 2 e- → Cu(k) E°Cu2+ / Cu = ?

Yukarıdaki yarı tepkimenin olduğu bir standart elektrotun E° değerini tayin etmek için, bu yarı-hücreyi bir standart elektrotu (SHE) ile karşılaştırılır. Bu karşılaştırmada SHE daima hücre diyagramının solundaki elektrot (anot) olarak alınır. Karşılaştırılan elektrot ise hücre diyagramının sağındaki elektrot (katot) dur. Elektronların H2 den Cu elektroda ilettiği aşağıdaki hücrede ölçülen potansiyel farkı 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 daldırılan bir platin parçası ile platinin yüzeyinden geçen hidrojen akımından meydana gelir. Platin tepkimeye girmeyip, H3O(aq)+ nın H2(g) indirgenmesi ve bunun tersi olan yükseltgenme yarı-tepkimesi için bir yüzey meydana getirir.

Standart hücre potansiyeli, E°pil iki standart elektrottan oluşan bir hücrenin potansiyeli farkı veya voltajıdır. Bu fark daima aşağıdaki gibi bulunur.

E°pil = E° (sağ) - E° (sol)
(katot) (anot)

Örneğin; 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 yarı-tepkimesi için

Cu2+(1 M) + 2 e- → Cu(k) E°Cu2+ / Cu = +0,340 V

Tepkimede diyagramı verilen volta hücresinde oluşan toplam tepkimeyi aşağıdaki 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) nın H+(1 M) dan daha kolayca indirgendiğini belirtir.

Standart hidrojen elektrotunun potansiyeli sıfır olarak alınır. Herhangi bir elektrot yarı-tepkimesinin indirgenme eğilimi, H+(1 M) nın H2(g, 1 atm) e indirgenme eğiliminden daha büyükse, bu elektrotun standart indirgenme potansiyeli, E°, pozitif bir değer alır. Herhangi bir elektrot yarı-tepkimesinin indirgenme eğilimi, H+(1 M) nın H2(g, 1 atm) e indirgenme eğiliminden daha küçükse, bu elektrodun standart indirgenme potansiyeli, E°, negatiftir.

03. Epil, ΔG, ve Kd

Bir volta hücresinde tepkime olduğunda hücre elektriksel iş yapar. Toplam iş, aşağıdaki üç terimin çarpımına eşittir. Bunlar, Epil, elektrotlar arasında aktarılan elektron mol sayısı, ve Faraday sabiti (F) olarak adlandırılan elektron molü başına elektrik yükü (96485 C/mol e-) dür. Welek in birimi de jul (J) dür.

welek = nF Epil

Yukarıdaki eşitlik yalnızca tersinir olarak çalışan hücrelere uygulanır. Bir işlemden elde edilebilen kullanılır enerji (iş) miktarının –ΔG ye eşit olduğunu belirtmiştik. Bu nedenle,

ΔG = -nF Epil

Tepkenlerin ve ürünlerin standart hallerinde bulunduğu özel durumda,

ΔG° = -nF E°pil


İndirgenme Yarı-Tepkimelerinin Birleştirilmesi

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

İstediğimiz yarı-tepkime basit olarak bu iki yarı-tepkimenin toplamıdır. Fakat aradığımız E° değeri -0,440 V ve 0,771 V ile 0,771 V un toplamından elde edilemez. Bu ΔG° değerleridir.

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

Şimdi E°Fe3+ / Fe, değerini 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-İndirgenme Tepkimelerinde İstemli Değişmeler

Kendiliğinden oluşan tepkimeler için için ana ölçütümüz ΔG < 0 olmasıdır. Redoks tepkimelerinde ΔG < 0 olduğunda Epil >0 dır. Diğer bir deyişle, ΔG negatif ise Epil pozitif olmalıdır. Epil pozitif ise, tepkime belirtilen koşullarda ileri yönde eğilimlidir. Epil negatif ise, tepkime belirtilen koşullarda ters yönde eğilimlidir. Epil = 0 ise tepkime belirtilen koşullarda dengededir. Hücre tepkimesi ters çevrilirse, Epil nin işareti değişir.

Metallerin Asitlere Karşı Davranışı

Yükseltgenme : M(k) → M2+(aq) + 2 e-
İndirgenme : 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 yukarıdaki eşitlikte pozitif E°pil değerlerini verirler. Bu metaller asidik çözeltilerden H2(g) açığa çıkarmalıdır.

E°pil ile K Arasındaki İlişki

ΔG ve E°pil arasında bir ilişki ile ΔG° ve K arasındaki ilişki birleştirilebilir.

ΔG° = -RT ln K = -nF E°pil

Ve bu nedenle,

E°pil = (RT / nF) ln K

Yukarıda R nin değeri 8,3145 J mol-1K-1 ve n tepkimede aktarılan elektron sayısını gösterir. Sonuç olarak, sıcaklığı 25°C = 298 K olarak belirlediğimizde (elektrot potansiyelleri genellikle bu sıcaklıkta tayin edilir). Bu eşitlikte “RT/F” yerine 0,025693 J/C = 0,025693 V dur.

E°pil = (0,025693 V / n) ln K


04. Epil in Derişime Bağımlılığı

ΔG = ΔG° + RT ln Q

ΔG ve ΔG° yerine –nF Epil ve –nF E°pil yerleştirebiliriz.

-nF Epil = -nF E°pil + RT ln Q

Her terimi –nF ile bölersek aşağıdaki eşitliğe ulaşırız.

E° = E°pil – (RT / nF) ln Q

Yukarıdaki eşitlik Nernst tarafından önerilmiştir. Nernst eşitliğini doğal logaritmayı genel logaritmayla değiştirerek elde edebiliriz. (ln Q = 2,3026 log Q).

Epil = E°pil – (2,3026RT / nF) log Q

Nernst eşitliğinin son şekli aşağıdaki gibidir.

Epil = E°pil – (0,0592 V / n) log Q

Nernst eşitliğindeki Q simgesinde saf katı ve sıvılar için α = 1, gazların etkinlikleri yerine kısmi basınçlar (atm) ve çözelti bileşenlerinin etkinlikleri yerine molariteler kullanılır.


Derişim Pilleri

Bir derişim pili aynı elektrotlu fakat farklı iyon derişimli iki yarı-hücreden meydana gelir. Elektrotlar aynı olduğundan standart yarı-hücre potansiyelleri sayısal olarak aynı ve biri diğerinden çıkarıldığında E°pil = 0 değerini verir. Bununla birlikte iyon derişimlerindeki farklılık yarı-hücreler arasında bir potansiyel farkına sebep olur. Bir derişim pilindeki değişme daima derişik çözeltiden daha seyreltik çözelti ve seyreltik çözeltiden daha derişik çözelti oluşturacak yöndedir. Bir derişim pilinde elektrik üretimini, karışma işlemindeki entropi artışının doğal eğilimi olarak kullanırız.Hidrojen elektrotunun yapılması ve kullanılması zordur. Pt metal düzeyi özel olarak hazırlanmalı ve korunmalı, gaz basıncı kontrol edilmeli, elektrot kuvvetli yükseltgen ve indirgen maddelerin bulunduğu ortamda asla kullanılmamalıdır. Cam elektrot genelde laboratuvar pH metrelerinde kullanılır.

Kçç NİN ÖLÇÜLMESİ

Bir derişim pilinin iki yarı-hücresindeki iyonların derişimindeki fark gözlenen Epil e oluşturur. Bu aynı zamanda güç çözünen iyonik bileşiklerin Kçç değerlerini belirlenmesini sağlar. Aşağıdaki gibi bir derişim pili düşünelim:

Ag(k) | Ag+(doygun AgI) || Ag+(0,100 M) | Ag Epil = 0,417 V

Anotda bir gümüş elektrot, gümüş iyodürün doygun sulu çözeltisine batırılmıştır. Katotda ikinci bir gümüş elektrot Ag+ derişimi 0,100 M olan bir çözeltiye daldırılmıştır. İki yarı-hücre bir tuz köprüsü ile birleştirilmiş olup, ölçülen pil potansiyeli 0,417 V dur. Bu derişim pilinde meydana gelen hücre tepkimesi aşağıdaki gibidir.

İndirgenme: 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

Depoladığı kimyasal enerjiyi daha sonra elektrik olarak veren bir düzenek ticari pil olarak isimlendirilir. Bazı piller iki elektrot ve uygun elektrolit içeren tek bir volta pilinden meydana gelmişlerdir. Flaş pili buna örnektir. Diğer ticari piller toplam potansiyeli arttırmak için artıdan eksiye seri bağlanmış iki veya daha fazla volta pilinden meydana gelmişlerdir. Otomobil aküsü bu türe örnek verilebilir. Bu kesimde üç tür inceleyeceğiz.

• Birincil ticari piller: Hücre tepkimesi tersinir değildir. Tepkenlerin büyük kısmı ürünlere dönüştüğünde, artık daha fazla elektrik üretilmez ve pil biter.
• İkincil ticari piller (akümülatörler) : Hücre tepkimesi aküden elektrik geçirilerek tersine dönebilir (yükleme). Böylece bir pil her boşalışından sonra yüklenerek birkaç yüz kez kullanılma olanağı vardır.
• Akış pilleri ve yalıt pilleri : Bu tür piller, içlerinden tepkenler, ürünler ve elektrolitler geçirilirken kimyasal enerjiyi elektrik enerjisine dönüştüren düzeneklerdir.

Leclanché Pili (Kuru Pil)

Serbest sıvısı olmadığından herkesce kuru pil veya flaş pili olarak adlandırılan Leclanché pilinde, çinko anotta yükseltgenme, karbon (grafit) Katotda ise indirgenme meydana gelir. Elektrolit, MnO2, ZnCl2, NH4Cl ve karbon siyahı içeren ıslak bir macun kıvamındadır. Maksimum pil potansiyeli 1,55 V dur.

Yükseltgenme : Zn(k) → Zn2+(aq) + 2e-

İndirgenme : 2 MnO2(k) + H2O(s) + 2 e- → Mn2O3(k) + 2 OH-(aq)

NH4Cl den gelen NH4+ ile OH- arasında asit-baz tepkimesi meydana gelir.

NH4+(aq) + OH-(aq) → NH3(g) + H2O(s)

Akımı bozması nedeniyle katot civarında NH3(g) artışına izin verilmez. Bu durum, Zn2+ ile NH3(g) dan [Zn(NH3)2]2+ kompleks iyonu oluşturan bir tepkimeyle önlenip, kompleks iyon, klorür tuzu olarak kristallenir.

Zn2+(aq) + 2 NH3(g) + 2 Cl-(aq) → [Zn(NH3)2]Cl2(k)

Pilin ana bileşenleri indirgenmenin olduğu grafit (karbon) çubuk olup (katot olarak çalışır) çinko kap (anottur) ve bir elektrolit görevi görür.

Leclanché pili birincil bir pildir, tekrardan dolmaz. Leclanché pilini yapmak ucuz ise de bazı sakıncaları şunlardır; pilden hızla akım çekildiğinde, ürünlerin elektrotlardaki artışı voltaj düşmesine sebep olur ve elektrolit ortamı asidik olduğundan çinko metali yavaş yavaş çözünür.

Leclanché pillerinin daha üstün bir türü, elektrolit olarak NH4Cl yerine NaOH veya KOH ın kullanıldığı bazik pillerdir. İndirgenme yarı-tepkimesi yukarıda görülenle aynıdır. Bazik pilin üstünlükleri, çinkonun bazik ortamda asidik ortamdaki gibi kolayca çözünmemesi ve pilden akım çekilirken pilin voltajını koruyarak daha iyi iş yapmasıdır. Yükseltgenme yarı-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-


Kurşun-Asit Pili (Akümülatör)

Kullandığı kimyasal tepkimeler tersinir olduğundan bir akümülatör tekrar kullanılabilir. Yani pile yeniden elektrik akımı verilerek boşalan enerji yeniden depolanalıp kullanılabilir. Kurşun-asit pilindeki tepkenler, anotta bir kurşun ızgara içine sıkıca doldurulmuş kurşun metali, Katotta kurşun ızgara içine doldurulmuş kırmızı-kahverengi kurşun (IV) oksit ve kütlece yaklaşık % 35 lik seyreltik sülfürik asittir. Bu kuvvetli asidik ortamda H2SO4 tümüyle iyonlaşmaz. Ortamda HSO4-(aq) ve SO42-(aq) bulunur, fakat HSO4-(aq) daha fazladır. Yarı-tepkimeler ve net tepkime aşağıdaki gibidir.

İndirgenme : 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)


Gümüş-Çinko Pili: Düğme Pil

Bir gümüş-çinko hücresinin diyagramı aşağıdaki gibi yazılabilir.

Zn(k), ZnO(k) | KOH(doygun) | Ag2O(k), Ag(k)

Boşalma sırasındaki yarı-tepkimeler aşağıdaki gibidir.

İndirgenme: 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 olmadığından, elektrolit miktarı çok azdır ve elektrotlar birbirine çok yakın tutulabilir. Gümüş-çinko hücresinin depolama kapasitesi aynı boyuttaki kurşun-asit hücresininkinden yaklaşık altı kez daha büyüktür. Bu sebepler gümüş-çinko hücresini “düğme” pil olarak kullanışlı yapar. Bu çok küçük piller saatlerde, elektronik hesap makinelerinde, işitme cihazlarında ve fotoğraf makinelerinde kullanılabilir.

Nikel-Kadmiyum Pili: Yeniden Yüklenebilir Pil

Nikel-kadmiyum pili veya nikad pili genelde elektrikli traş makineleri ve el hesap makineleri gibi kordonsuz elektrikli cihazlarda kullanılır. Bu pildeki anot kadmiyum metalidir, katot ise nikel metali üzerine tutturulmuş Ni(III) bileşiği NiO(OH) dir. Nikel-kadmiyum pilinin boşalımı sırasındaki yarı-hücre tepkimeleri aşağıdaki gibidir.

İndirgenme : 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 dış voltaj kaynağına bağlayarak yeniden yüklerken yukarıdaki tepkime tersine döner.

06. Elektroliz: İstemsiz Kimyasal Tepkimelerin Oluşum Nedeni

Elektroliz olarak adlandırılan bu işlemde kendiliğinden olmayan bir tepkime elektrik enerjisinden yararlanarak yürütülür.



Hücre kendiliğinden çalıştığında elektronlar çinkodan bakıra doğru gider. Bu durumda volta hücresindeki toplam kimyasal değişim aşağıdaki gibidir.

Zn(k) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(k) E°pil = 1,103 V

Şimdi aynı hücreyi 1,103 V dan daha büyük voltajlı bir dış elektrik kaynağına bağlarsak, elektronlar bakır elektrottan ayrılıp çinko elektroda doğru gitmeye zorlanır. Bu durumdaki toplam tepkime volta hücresi tepkimesinin tersi olup, E°pil negatiftir.

İndirgenme : 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 akışının yönünü tersine çevirerek, volta hücresini bir elektroliz hücresine dönüştürebiliriz


hayal-prest isimli Üye şimdilik offline konumundadır   Alıntı ile Cevapla
Cevapla


Konuyu Toplam 1 Üye okuyor. (0 Kayıtlı üye ve 1 Misafir)
 
Seçenekler
Stil

Yetkileriniz
Konu Acma Yetkiniz Yok
Cevap Yazma Yetkiniz Yok
Eklenti Yükleme Yetkiniz Yok
Mesajınızı Değiştirme Yetkiniz Yok

BB code is Açık
Smileler Açık
[IMG] Kodları Açık
HTML-Kodu Kapalı
Trackbacks are Açık
Pingbacks are Açık
Refbacks are Açık



Tüm Zamanlar GMT +3 Olarak Ayarlanmış. Şuanki Zaman: 01:21.


Powered by vBulletin® Version 3.8.0
Copyright ©2000 - 2020, Jelsoft Enterprises Ltd.
Search Engine Optimization by vBSEO 3.6.0
User Alert System provided by Advanced User Tagging v3.0.6 (Lite) - vBulletin Mods & Addons Copyright © 2020 DragonByte Technologies Ltd.
ForumTayfa

Arşiv: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 16 22 23 24 25 26 27 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 95 96 97 98 99 100 102 103 104 105 106 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 167 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210 211 212 213 214 215 216 217 218 219 220 221 222 223 224 238 239 240 241 242 243 244 245 246 247 248 249 250 251 252 253 254 255 257 258 259 260 261 262 263 264 265 266 267 268 269 270 271


ForumTayfa - Link Değişimi
Telinka İletişim | Voip Ürünleri | Link Değişimine Katılın |

Sitemiz bir forum sitesi olduğundan dolayı, kullanıcılar her türlü görüşlerini önceden onay olmadan anında siteye yazabilmektedir. ForumTayfa Yöneticileri mesajları itina ile kontrol etse de, bu yazılardan dolayı doğabilecek her türlü sorumluluk yazan kullanıcılara aittir. Yine de sitemizde yasalara aykırı unsurlar bulursanız [email protected] email adresine bildirebilirsiniz, şikayetiniz incelendikten sonra en kısa sürede gereken yapılacaktır.

Any member of our web site has the right of adding comments instantly without getting permisson due to the forum structure of our site basis. Althought, our site modarators check comments with care, all the responsibilities sourced from these comments directly belong to the members. If you still find any illegal content in our site ( A.buse, H.arassment, S.camming, H.acking, W.arez, C.rack, D.ivx, Mp.3 or any Illegal Activity ), please report us via [email protected] .Your reports will be evaluated as soon as the arrival of your e-mail.