Elektrokimika

Elektrokimika energia elektrikoa eta energia kimikoaren arteko konbertsioa ikertzen duen kimikaren adarra da.

Michael Faraday, elektrokimikaren aitatzat hartzen den ingeles kimikaria

Erreakzio kimikoen bidez elektrizitatea lor daiteke; hori da piletan edo baterietan gertatzen dena. Bestalde, korronte elektriko batek bultza dezake erreakzio kimiko bat; adibidez elektrolisian. Bi kasuetan ematen diren erreakzioek erreakzio elektrokimiko izena hartzen dute. Erreakzio elektrokimiko hauek ioi positiboek negatiboekin duten elkarrekintzan oinarritzen dira: ioi negatiboak ioi positiboak erakarri egiten ditu, korronte elektrikoa sortuz.

Historia

XVIII. mende amaieran, ilustrazio garaian, Luigi Galvani anatomista eta mediku italiarrak definitu zuen lehenengoz elektrokimika kontzeptua modu zientifiko batean igelen hanketatik elektrizitatea pasatzen zela ohartu zenean.

Ondorengo ekarpenak Alessandro Volta fisikari italiarrak egin zituen lehen bateria sortu zuenean.

XIX. mende erdialdean Michael Faraday-ek eta John Daniell-ek elektrokimikaren azterketa egin eta zenbait kontzeptu argitu zituzten. Mende amaieran elektrokimikak zenbait alorretan eragin zuen, hala nola, elektrolitoen eroankortasunean eta baterien modelatze matematikoan.

XX. mendetik aurrera elektrokimikak zenbait aurkikuntza ekarri zituen, besteak beste, elektroiaren karga aurkitu zen, Bronsted eta Lowry azido eta baseen teoria modernoa ezarri zen eta medikuntza zein biologian gai ugari ikertu ahal izan ziren, esaterako, elektroforesia.

Erredox erreakzioak

Erredox erreakzioak espezie kimikoen arteko elektroien transferentzian oinarritzen diren erreakzio kimikoak dira. Espezieetako batek elektroiak galduko ditu, hau da, oxidatu egingo da. Elektroien galera horrek bere oxidazio zenbakia positiboagoa izatea eragingo du. Beste espezieak, ordea, irabazi egingo ditu elektroiak: erreduzitu egingo da. Bere oxidazio zenbakia, beraz, negatiboagoa bihurtuko da.

Espezie bat oxidatzen deneko erreakzioari oxidazio deritzogu eta espeziea erreduzitu egin bada erredukzio.

Honakoa erredox erreakzio baten adibidea da:

Cu²⁺ + Zn $\longrightarrow$ Zn²⁺ + Cu

Erreakzio totala bi erdierreakziotan bana dezakegu:

Cu²⁺ + 2e^- $\longrightarrow$ Cu (erredukzioa)

Zn $\longrightarrow$ Zn²⁺ + 2e^- (oxidazioa)

Kupre katioiak bi elektroi irabazi ditu kupre metalikora pasatzeko eta alderantziz, zink metalikoak bi elektroi galdu ditu. Zinkaren oxidazioak kuprearen erredukzioa ahalbideratu duenez, zinkak erreduktore moduan jokatu duela esaten dugu. Bestalde, kuprea oxidatzaile gisa aritu da, zink metalikoaren oxidazioa eragin duelako.

Pila elektrokimikoa

Pila elektrokimikoa erreakzio kimikoetatik abiatuz energia elektrikoa lortzea ahalbidetzen duen gailua da.

Daniell pila

Zelula galbanikoaren diagrama eskematikoa. Elektroiak zinkezko elektrodotik kuprezko elektrodora pasatzen dira.

Zink metaliko zati bat jartzen badugu CuSO₄ disoluzio batean bi erreakzio gertatuko dira: batetik, zink metalikoa disolbatu egingo da Zn²⁺ katioi moduan, eta bestetik, disoluzioan zeuden Cu²⁺ ioiak kupre metalikora erreduzituko dira elektrodoan. Erredox errakzio hau bat batekoa izango da:

Cu²⁺ + Zn $\longrightarrow$ Zn²⁺ + Cu

Denbora pasa ahala, disoluzioaren urdin kolorea argituz joango da. Honen antzera, kupre metalikozko alanbre bat jartzen badugu AgNO₃ disoluzio batean, zilar metalikoa sortuko da honen gainean eta disoluzioa urdinduz joango da Cu²⁺ ioi hidratatuen presentziaren eraginez.

Demagun oraingoan zink eta kupre metalikoa jartzen ditugula konpartimentu ezberdinetan. Konpartimentu batean ZnSO₄ disoluzioa egongo da eta bestean CuSO₄, irudian ikus daitekeen moduan. Disoluzioak gatz zubi batez lotzen dira. Gatz zubia disoluzio elektrolitiko geldoa duen hodi bat da, KCl -zkoa adibidez. Hodiaren ertzak agar-agarra bezalako material likatsu batekin estaltzen dira, disoluzioak nahas ez daitezen. Elektrodoak alanbre metaliko batez lotzen badira, elektroiak zinkezko elektrodotik kuprezko elektrodora pasako dira. Izan ere, zinka oxidatu egingo da ezkerreko konpartimentuan eta Zn²⁺ ioiak sortuko dira, elektroiekin batera. Elektroi horiek eragiten duten korrontearen bidez, Cu²⁺ ioiak kupre metalikora erreduzituko dira kuprezko elektrodoan. Oxidatu den elektrodoari, kasu honetan zinkezkoari, anodo deitzen diogu. Erreduzitu denari, berriz, katodoa. Gatz zubiaren helburua zirkuitu elektrikoa osatzea da, elektroien mugimendua ahalbidetzen duelarik.

Deskribatutako pila Daniell zelula bezala ezagutzen da eta zelula galbanikoaren edo boltaikoren adibide esanguratsuena da.

Zelula galbanikoen funtzionamendua erredox erreakzioetan oinarritzen da. Zink eta kuprezko kasuan, erredox erreakzioak bi erdierreakzio gisa adieraz daitezke:

Anodoa: Zn(s) $\longrightarrow$ Zn²⁺(aq) + 2e^-

Katodoa: Cu²⁺(aq) + 2e^- $\longrightarrow$ Cu(s)

Danielen pilaren diagrama honako hau da:

Zn(s) | ZnSO₄(1.00M) || CuSO₄(1.00M) | Cu(s)

Pila motak

Pilak transferentziazkoak eta transferentziarik gabekoak izan daitezke.

Transferentziazko piletan pareta porotsu edo gatz-zubia dago bi disoluzioen artean.

Transferentziarik gabeko piletan, aldiz, elektrolito amankomuna dute eta pilaerdien artean ez dago banaketarik.

Transferentziazko pilen artean, aipagarria da kontzentraziozko pila.

Kontzentraziozko pilak

Mota honetako pila baten elektrodoak metal berdinarekin osatutakoak dira eta bi disoluzioetan dauden katioiak berdinak izango dira. Bien arteko diferentzia disoluzioen kontzentrazioa da.

Esaterako, ZnSO₄ -ren kontzentraziozko pila aztertuko dugu.

Zn(s) | ZnSO₄(0.10M) || ZnSO₄(1.0M) | Zn(s)

Katodoan zink metalikoa sortuko da, disoluzioko katioiak kontsumituz. Anodoan, ordea, zink metalikoa oxidatzen denez katioiak areagotzen dira. Bi disoluzio horiek kontzentrazioak berdintzeko joera izango dutenez, katodoan izan beharko dugu katioien kontzentrazio handiena eta anodoan txikiena. Horrela, erredox erreakzioak aurrera doazen heinean katodoko kontzentrazioa txikitu eta anodokoa handituko da, bi kontzentrazioak berdindu arte. Egoera horretara heltzean, pilak ez du lanik egingo.

Honakoak dira erdierreakzioak:

Anodoa: Zn(s) $\longrightarrow$ Zn²⁺(0.10M) + 2e^-

Katodoa: Zn²⁺(1.0M) + 2e^- $\longrightarrow$ Zn(s)

Osoa: Zn²⁺(1.0M) $\longrightarrow$ Zn²⁺(0.10M)

Difusiozko pilak

Difusiozko pilak gai kimikoaren zabalkuntzak katioien eta anioien arteko elkarrekintza ahalbidetzen duenean gertatzen da, anodoaren eta katodoaren arteko orekara heldu arte. Gai kimokoaren kontzentrazioa faktore garrantzitsua da erreakzioan, zabalkuntza eragingo den ala ez. Oraindik asko aplikatzen ez diren pilak dira, eta esperimentazio fasean daude ibilgailu elektrikoetan, baino etorkizun handia dute difusio prozesuak gai kimikoaren pisua arindu egiten duelako.

Erredukzio-potentzialak

Pila baten potentziala, E_pila, bi pilaerdien artean sortzen den potentzial diferentzia da. Potentzial diferentzia hori baldintza estandarretan neurtu denean, potentzial diferentzia estandar deritzogu: E⁰. Elektrodo bakoitzaren erredukzio potentziala izango bagenu, katodoaren E⁰ eta anodoaren E⁰, alegia, bien arteko diferentzia kalkulatuz pila osoaren potentzial estandarra kalkulatuko genuke. Baina pilaerdi isolatu bakoitzaren potentziala ez denez neurgarria, beti beharko ditugu bi elektrodo eta beraien arteko potentzial diferentzia kalkulatuko dugu.

Hidrogenozko elektrodo estandarra.

Arazoa saihesteko, hidrogenoaren elektrodoa erreferentziazko elektrodotzat hartu da eta bere potentzial estandarra 0 izatea erabaki da hitzarmenez. Horrela, edozein pilaerdiren eta hidrogenozko pilaerdiaren artean sortzen den potentzial diferentzia izango da jakin nahi dugun elektrodo isolatu horren erredukzio potentziala.

H⁺(aq) + e^- $\longrightarrow$ ${\frac {1}{2}}$ H₂ (g) E⁰=0V

Hidrogenozko elektrodoan platinozko xafla bat sartzen da disoluzio azido batean eta elektrodoaren gainazalean hidrogeno gaseosoaren korronte bat pasarazten da (1bar). Platinoaren gainazalak gasa adsorbatuko du.

Elektrodo baten potentziala jakiteko, beraz, hidrogenozko elektrodoaz baliatuko gara. Gure muntaia neurtu nahi dugun elektrodoaren eta hidrogenoaren arteko pila bat izango da. Pila horretan sortzen den potentzial diferentzia elektrodo ezezagunaren potentzialaren modulua izango da. Hidrogenozko elektrodoak anodo gisa funtzionatzen badu, beste elektrodoan eman da erredukzioa; beraz, hidrogenoa baino erredukzio-ahalmen handiagoa du eta ondorioz, bere erredukzio-potentziala positiboa izango da. Hidrogenoaren elektrodoa katodo gisa aritu bada, ordea, neurtu nahi dugun elektrodoaren potentzialaren balioa negatiboa izango da.

Honako taula honetan zenbait elektrodoren erredukzio potentzial estandarrak (E⁰) ageri dira:

erreakzioerdi			E° (V)
Oxidant	⇌	Reductant	E° (V)
&
Zz
Sr⁺ + e−	⇌	Sr	−4.101
Ca⁺ + e−	⇌	Ca	−3.8
Pr³⁺ + e−	⇌	Pr²⁺	−3.1
3 N₂(g) + 2ḥ + 2e−	⇌	2HN₃(aq)	−3.09
Li⁺ + e−	⇌	Li(s)	−3.0401
N₂(g) + 4 H₂O + 2e−	⇌	2 NH₂OH(aq) + 2 OH⁻	−3.04
Cs⁺ + e−	⇌	Cs(s)	−3.026
Ca(OH)₂ + 2e−	⇌	Ca + 2 OH⁻	−3.02
Er³⁺ + e−	⇌	Er²⁺	−3.0
Ba(OH)₂ + 2e−	⇌	Ba + 2 OH⁻	−2.99
Rb⁺ + e−	⇌	Rb(s)	−2.98
K⁺ + e−	⇌	K(s)	−2.931
Ba²⁺ + 2e−	⇌	Ba(s)	−2.912
La(OH)₃(s) + 3e−	⇌	La(s) + 3 OH⁻	−2.90
Fr⁺ + e−	⇌	Fr	−2.9
Sr²⁺ + 2e−	⇌	Sr(s)	−2.899
Sr(OH)₂ + 2e−	⇌	Sr + 2 OH⁻	−2.88
Ca²⁺ + 2e−	⇌	Ca(s)	−2.868
Li⁺ + C6(s) + e−	⇌	LiC6(s)	−2.84
Eu²⁺ + 2e−	⇌	Eu(s)	−2.812
Ra²⁺ + 2e−	⇌	Ra(s)	−2.8
Ho³⁺ + e−	⇌	Ho²⁺	−2.8
Bk³⁺ + e−	⇌	Bk²⁺	−2.8
Yb²⁺ + 2e−	⇌	Yb	−2.76
Na⁺ + e−	⇌	Na(s)	−2.71
Mg⁺ + e−	⇌	Mg	−2.70
Nd³⁺ + e−	⇌	Nd²⁺	−2.7
Mg(OH)₂ + 2e−	⇌	Mg + 2 OH⁻	−2.690
Sm²⁺ + 2e−	⇌	Sm	−2.68
Be₂O₃²⁻ + 3 H₂O + 4e−	⇌	2 Be + 6 OH⁻	−2.63
Pm³⁺ + e−	⇌	Pm²⁺	−2.6
Dy³⁺ + e−	⇌	Dy²⁺	−2.6
No²⁺ + 2e−	⇌	No	−2.50
HfO(OH)₂ + H₂O + 4e−	⇌	Hf + 4 OH⁻	−2.50
Th(OH)₄ + 4e−	⇌	Th + 4 OH⁻	−2.48
Md²⁺ + 2e−	⇌	Md	−2.40
Tm²⁺ + 2e−	⇌	Tm	−2.4
La³⁺ + 3e−	⇌	La(s)	−2.379
Y³⁺ + 3e−	⇌	Y(s)	−2.372
Mg²⁺ + 2e−	⇌	Mg(s)	−2.372
ZrO(OH)₂(s) + H₂O + 4e−	⇌	Zr(s) + 4 OH⁻	−2.36
Pr³⁺ + 3e−	⇌	Pr	−2.353
Ce³⁺ + 3e−	⇌	Ce	−2.336
Er³⁺ + 3e−	⇌	Er	−2.331
Ho³⁺ + 3e−	⇌	Ho	−2.33
H₂AlO₃⁻ + H₂O + 3e−	⇌	Al + 4 OH⁻	−2.33
Nd³⁺ + 3e−	⇌	Nd	−2.323
Tm³⁺ + 3e−	⇌	Tm	−2.319
Al(OH)₃(s) + 3e−	⇌	Al(s) + 3 OH⁻	−2.31
Sm³⁺ + 3e−	⇌	Sm	−2.304
Fm²⁺ + 2e−	⇌	Fm	−2.30
Am³⁺ + e−	⇌	Am²⁺	−2.3
Dy³⁺ + 3e−	⇌	Dy	−2.295
Lu³⁺ + 3e−	⇌	Lu	−2.28
Tb³⁺ + 3e−	⇌	Tb	−2.28
Gd³⁺ + 3e−	⇌	Gd	−2.279
H₂ + 2e−	⇌	2 H⁻	−2.23
Es²⁺ + 2e−	⇌	Es	−2.23
Pm²⁺ + 2e−	⇌	Pm	−2.2
Tm³⁺ + e−	⇌	Tm²⁺	−2.2
Dy²⁺ + 2e−	⇌	Dy	−2.2
Ac³⁺ + 3e−	⇌	Ac	−2.20
Yb³⁺ + 3e−	⇌	Yb	−2.19
Cf²⁺ + 2e−	⇌	Cf	−2.12
Nd²⁺ + 2e−	⇌	Nd	−2.1
Ho²⁺ + 2e−	⇌	Ho	−2.1
Sc³⁺ + 3e−	⇌	Sc(s)	−2.077
AlF₆³⁻ + 3e−	⇌	Al + 6 F⁻	−2.069
Am³⁺ + 3e−	⇌	Am	−2.048
Cm³⁺ + 3e−	⇌	Cm	−2.04
Pu³⁺ + 3e−	⇌	Pu	−2.031
Pr²⁺ + 2e−	⇌	Pr	−2.0
Er²⁺ + 2e−	⇌	Er	−2.0
Eu³⁺ + 3e−	⇌	Eu	−1.991
Lr³⁺ + 3e−	⇌	Lr	−1.96
Cf³⁺ + 3e−	⇌	Cf	−1.94
Es³⁺ + 3e−	⇌	Es	−1.91
Pa⁴⁺ + e−	⇌	Pa³⁺	−1.9
Am²⁺ + 2e−	⇌	Am	−1.9
Th⁴⁺ + 4e−	⇌	Th	−1.899
Fm³⁺ + 3e−	⇌	Fm	−1.89
Np³⁺ + 3e−	⇌	Np	−1.856
Be²⁺ + 2e−	⇌	Be	−1.847
H₂PO₂⁻ + e−	⇌	P + 2 OH⁻	−1.82
U³⁺ + 3e−	⇌	U	−1.798
Sr²⁺ + 2e−	⇌	Sr/Hg	−1.793
H₂BO₃⁻ + H₂O + 3e−	⇌	B + 4 OH⁻	−1.79
ThO₂ + 4H⁺ + 4e−	⇌	Th + 2 H₂O	−1.789
HfO²⁺ + 2 H⁺ + 4e−	⇌	Hf + H₂O	−1.724
HPO₃²⁻ + 2 H₂O + 3e−	⇌	P + 5 OH⁻	−1.71
SiO₃²⁻ + H₂O + 4e−	⇌	Si + 6 OH⁻	−1.697
Al³⁺ + 3e−	⇌	Al(s)	−1.662
Ti²⁺ + 2e−	⇌	Ti(s)	−1.63
ZrO₂(s) + 4ḥ + 4e−	⇌	Zr(s) + 2 H₂O	−1.553
Zr⁴⁺ + 4e−	⇌	Zr(s)	−1.45
Ti³⁺ + 3e−	⇌	Ti(s)	−1.37
TiO(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	Ti(s) + H₂O	−1.31
Ti₂O₃(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	2 TiO(s) + H₂O	−1.23
Zn(OH)₄²⁻ + 2e−	⇌	Zn(s) + 4 OH⁻	−1.199
Mn²⁺ + 2e−	⇌	Mn(s)	−1.185
Fe(CN)₆⁴⁻ + 6ḥ + 2 e−	⇌	Fe(s) + 6HCN(aq)	−1.16
Te(s) + 2e−	⇌	Te²⁻	−1.143
V²⁺ + 2e−	⇌	V(s)	−1.13
Nb³⁺ + 3e−	⇌	Nb(s)	−1.099
Sn(s) + 4ḥ + 4e−	⇌	SnH₄(g)	−1.07
SiO₂(s) + 4ḥ + 4e−	⇌	Si(s) + 2 H₂O	−0.91
B(OH)₃(aq) + 3ḥ + 3e−	⇌	B(s) + 3 H₂O	−0.89
Fe(OH)₂(s) + 2e−	⇌	Fe(s) + 2 OH⁻	−0.89
Fe₂O₃(s) + 3 H₂O + 2e−	⇌	2Fe(OH)₂(s) + 2 OH⁻	−0.86
TiO²⁺ + 2ḥ + 4e−	⇌	Ti(s) + H₂O	−0.86
2H₂O + 2e−	⇌	H₂(g) + 2 OH⁻	−0.8277
Bi(s) + 3ḥ + 3e−	⇌	BiH₃	−0.8
Zn²⁺ + 2e−	⇌	Zn(Hg)	−0.7628
Zn²⁺ + 2e−	⇌	Zn(s)	−0.7618
Ta₂O₅(s) + 10ḥ + 10e−	⇌	2 Ta(s) + 5 H₂O	−0.75
Cr³⁺ + 3e−	⇌	Cr(s)	−0.74
Ag₂S(s) + 2e−	⇌	2Ag(s) + S²⁻(aq)	−0.69
[Au(CN)Txantiloi:Sub2]⁻ + e−	⇌	Au(s) + 2 CN⁻	−0.60
Ta³⁺ + 3e−	⇌	Ta(s)	−0.6
PbO(s) + H₂O + 2e−	⇌	Pb(s) + 2 OH⁻	−0.58
2 TiO₂(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	Ti₂O₃(s) + H₂O	−0.56
Ga³⁺ + 3e−	⇌	Ga(s)	−0.53
U⁴⁺ + e−	⇌	U³⁺	−0.52
H₃PO₂(aq) + ḥ + e−	⇌	P(white)[note 1] + 2 H₂O	−0.508
H₃PO₃(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	H₃PO₂(aq) + H₂O	−0.499
H₃PO₃(aq) + 3ḥ + 3e−	⇌	P(red)[note 1] + 3 H₂O	−0.454
Fe²⁺ + 2e−	⇌	Fe(s)	−0.44
2 CO₂(g) + 2ḥ + 2e−	⇌	HOOCCOOH(aq)	−0.43
Cr³⁺ + e−	⇌	Cr²⁺	−0.42
Cd²⁺ + 2e−	⇌	Cd(s)	−0.40
GeO₂(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	GeO(s) + H₂O	−0.37
Cu₂O(s) + H₂O + 2e−	⇌	2 Cu(s) + 2 OH⁻	−0.360
PbSO₄(s) + 2e−	⇌	Pb(s) + SO₄²⁻	−0.3588
PbSO₄(s) + 2e−	⇌	Pb(Hg) + SO₄²⁻	−0.3505
Eu³⁺ + e−	⇌	Eu²⁺	−0.35
In³⁺ + 3e−	⇌	In(s)	−0.34
Tl⁺ + e−	⇌	Tl(s)	−0.34
Ge(s) + 4ḥ + 4e−	⇌	GeH₄(g)	−0.29
Co²⁺ + 2e−	⇌	Co(s)	−0.28
H₃PO₄(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	H₃PO₃(aq) + H₂O	−0.276
V³⁺ + e−	⇌	V²⁺	−0.26
Ni²⁺ + 2e−	⇌	Ni(s)	−0.25
As(s) + 3ḥ + 3e−	⇌	AsH₃(g)	−0.23
AgI(s) + e−	⇌	Ag(s) + I⁻	−0.15224
MoO₂(s) + 4ḥ + 4e−	⇌	Mo(s) + 2 H₂O	−0.15
Si(s) + 4ḥ + 4e−	⇌	SiH₄(g)	−0.14
Sn²⁺ + 2e−	⇌	Sn(s)	−0.13
O₂(g) + ḥ + e−	⇌	HO₂•(aq)	−0.13
Pb²⁺ + 2e−	⇌	Pb(s)	−0.126
WO₂(s) + 4ḥ + 4e−	⇌	W(s) + 2 H₂O	−0.12
P(red) + 3ḥ + 3e−	⇌	PH₃(g)	−0.111
CO₂(g) + 2ḥ + 2e−	⇌	HCOOH(aq)	−0.11
Se(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	H₂Se(g)	−0.11
CO₂(g) + 2ḥ + 2e−	⇌	CO(g) + H₂O	−0.11
SnO(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	Sn(s) + H₂O	−0.10
SnO₂(s) + 4ḥ + 4e−	⇌	SnO(s) + 2 H₂O	−0.09
WO₃(aq) + 6ḥ + 6e−	⇌	W(s) + 3 H₂O	−0.09
P(white) + 3ḥ + 3e−	⇌	PH₃(g)	−0.063
Fe³⁺ + 3e−	⇌	Fe(s)	−0.04
HCOOH(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	HCHO(aq) + H₂O	−0.03
2ḥ + 2e−	⇌	H₂(g)	0.0000
AgBr(s) + e−	⇌	Ag(s) + Br⁻	+0.07133
S₄O₆²⁻ + 2e−	⇌	2 S₂O₃²⁻	+0.08
Fe₃O₄(s) + 8ḥ + 8e−	⇌	3 Fe(s) + 4 H₂O	+0.085
N₂(g) + 2 H₂O + 6ḥ + 6e−	⇌	2 NH₄OH(aq)	+0.092
HgO(s) + H₂O + 2e−	⇌	Hg(l) + 2 OH⁻	+0.0977
Cu(NH₃)₄²⁺ + e−	⇌	Cu(NH₃)₂⁺ + 2 NH₃	+0.10
Ru(NH₃)₆³⁺ + e−	⇌	Ru(NH₃)₆²⁺	+0.10
N₂H₄(aq) + 4 H₂O + 2e−	⇌	2 NH₄⁺ + 4 OH⁻	+0.11
H₂MoO₄(aq) + 6ḥ + 6e−	⇌	Mo(s) + 4 H₂O	+0.11
Ge⁴⁺ + 4e−	⇌	Ge(s)	+0.12
C(s) + 4ḥ + 4e−	⇌	CH₄(g)	+0.13
HCHO(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	CH₃OH(aq)	+0.13
S(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	H₂S(g)	+0.14
Sn⁴⁺ + 2e−	⇌	Sn²⁺	+0.15
Cu²⁺ + e−	⇌	Cu⁺	+0.159
HSO₄⁻ + 3ḥ + 2e−	⇌	SO₂(aq) + 2 H₂O	+0.16
UO₂²⁺ + e−	⇌	UO₂⁺	+0.163
SO₄²⁻ + 4ḥ + 2e−	⇌	SO₂(aq) + 2 H₂O	+0.17
TiO²⁺ + 2ḥ + e−	⇌	Ti³⁺ + H₂O	+0.19
SbO⁺ + 2ḥ + 3e−	⇌	Sb(s) + H₂O	+0.20
AgCl(s) + e−	⇌	Ag(s) + Cl⁻	+0.22233
H₃AsO₃(aq) + 3ḥ + 3e−	⇌	As(s) + 3 H₂O	+0.24
GeO(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	Ge(s) + H₂O	+0.26
UO₂⁺ + 4ḥ + e−	⇌	U⁴⁺ + 2 H₂O	+0.273
Re³⁺ + 3e−	⇌	Re(s)	+0.300
Bi³⁺ + 3e−	⇌	Bi(s)	+0.308
Cu²⁺ + 2e−	⇌	Cu(s)	+0.337
VO²⁺ + 2ḥ + e−	⇌	V³⁺ + H₂O	+0.34
[Fe(CN)₆]³⁻ + e−	⇌	[Fe(CN)₆]⁴⁻	+0.36
Fc⁺ + e−	⇌	Fc(s)	+0.4
O₂(g) + 2 H₂O + 4e−	⇌	4 OH⁻(aq)	+0.401
H₂MoO₄ + 6ḥ + 3e−	⇌	Mo³⁺ + 2 H₂O	+0.43
CH₃OH(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	CH₄(g) + H₂O	+0.50
SO₂(aq) + 4ḥ + 4e−	⇌	S(s) + 2 H₂O	+0.50
Cu⁺ + e−	⇌	Cu(s)	+0.520
CO(g) + 2ḥ + 2e−	⇌	C(s) + H₂O	+0.52
I₃⁻ + 2e−	⇌	3 I⁻	+0.53
I₂(s) + 2e−	⇌	2 I⁻	+0.54
[AuI₄]⁻ + 3e−	⇌	Au(s) + 4 I⁻	+0.56
H₃AsO₄(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	H₃AsO₃(aq) + H₂O	+0.56
[AuITxantiloi:Sub2]⁻ + e−	⇌	Au(s) + 2 I⁻	+0.58
MnO₄⁻ + 2 H₂O + 3e−	⇌	MnO₂(s) + 4 OH⁻	1.692
S₂O₃^2 − + 6ḥ + 4e−	⇌	2 S(s) + 3 H₂O	+0.60
H₂MoO₄(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	MoO₂(s) + 2 H₂O	+0.65
2Fe₂O₃(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	2 Fe₃O₄(s) + H₂O	+0.66
+ 2ḥ + 2e−	⇌		+0.6992
O₂(g) + 2ḥ + 2e−	⇌	H₂O₂(aq)	+0.70
Tl³⁺ + 3e−	⇌	Tl(s)	+0.72
PtCl₆²⁻ + 2e−	⇌	PtCl₄²⁻ + 2 Cl⁻	+0.726
H₂SeO₃(aq) + 4ḥ + 4e−	⇌	Se(s) + 3 H₂O	+0.74
PtCl₄²⁻ + 2e−	⇌	Pt(s) + 4 Cl⁻	+0.758
Fe³⁺ + e−	⇌	Fe²⁺	+0.77
Ag⁺ + e−	⇌	Ag(s)	+0.7996
Hg₂²⁺ + 2e−	⇌	2 Hg(l)	+0.80
NO₃⁻(aq) + 2ḥ + e−	⇌	NO₂(g) + H₂O	+0.80
2FeO₄²⁻ + 5 H₂O + 6e−	⇌	Fe₂O₃(s) + 10 OH⁻	+0.81
[AuBr₄]⁻ + 3e−	⇌	Au(s) + 4 Br⁻	+0.85
Hg²⁺ + 2e−	⇌	Hg(l)	+0.85
[IrCl₆]²⁻ + e−	⇌	[IrCl₆]³⁻	+0.87
MnO₄⁻ + ḥ + e−	⇌	HMnO₄⁻	+0.90
2 Hg²⁺ + 2e−	⇌	Hg₂²⁺	+0.91
Pd²⁺ + 2e−	⇌	Pd(s)	+0.915
[AuCl₄]⁻ + 3e−	⇌	Au(s) + 4 Cl⁻	+0.93
Fe₂O₃(s) + 6ḥ + 2e−	⇌	2Fe²⁺ + 3 H₂O	+0.94
MnO₂(s) + 4ḥ + e−	⇌	Mn³⁺ + 2 H₂O	+0.95
NO₃⁻(aq) + 4ḥ + 3e−	⇌	NO(g) + 2 H₂O(l)	+0.958
[AuBrTxantiloi:Sub2]⁻ + e−	⇌	Au(s) + 2 Br⁻	+0.96
[HXeO₆]³⁻ + 2 H₂O + 2e− +	⇌	[HXeO₄]⁻ + 4 OH⁻	+0.99
[VO₂]⁺(aq) + 2ḥ + e−	⇌	[VO]²⁺(aq) + H₂O	+1.0
H₆TeO₆(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	TeO₂(s) + 4 H₂O	+1.02
Br₂(l) + 2e−	⇌	2 Br⁻	+1.066
Br₂(aq) + 2e−	⇌	2 Br⁻	+1.0873
Fe₃O₄(s) + 8ḥ + 2e−	⇌	3Fe²⁺ + 4 H₂O	+1.09
IO₃⁻ + 5ḥ + 4e−	⇌	HIO(aq) + 2 H₂O	+1.13
[AuClTxantiloi:Sub2]⁻ + e−	⇌	Au(s) + 2 Cl⁻	+1.15
HSeO₄⁻ + 3ḥ + 2e−	⇌	H₂SeO₃(aq) + H₂O	+1.15
Ag₂O(s) + 2ḥ + 2e−	⇌	2 Ag(s) + H₂O	+1.17
ClO₃⁻ + 2ḥ + e−	⇌	ClO₂(g) + H₂O	+1.18
[HXeO₆]³⁻ + 5 H₂O + 8 e−	⇌	Xe(g) + 11 OH⁻	+1.18
Pt²⁺ + 2e−	⇌	Pt(s)	+1.188
ClO₂(g) + ḥ + e−	⇌	HClO₂(aq)	+1.19
2 IO₃⁻ + 12ḥ + 10e−	⇌	I₂(s) + 6 H₂O	+1.20
ClO₄⁻ + 2ḥ + 2e−	⇌	ClO₃⁻ + H₂O	+1.20
O₂(g) + 4ḥ + 4e−	⇌	2 H₂O	+1.229
MnO₂(s) + 4ḥ + 2e−	⇌	Mn²⁺ + 2 H₂O	+1.23
[HXeO₄]⁻ + 3 H₂O + 6 e−	⇌	Xe(g) + 7 OH⁻	+1.24
Tl³⁺ + 2e−	⇌	Tl⁺	+1.25
Cr₂O₇²⁻ + 14ḥ + 6e−	⇌	2 Cr³⁺ + 7 H₂O	+1.33
Cl₂(g) + 2e−	⇌	2 Cl⁻	+1.36
CoO₂(s) + 4ḥ + e−	⇌	Co³⁺ + 2 H₂O	+1.42
2 NH₃OH⁺ + ḥ + 2e−	⇌	N₂H₅⁺ + 2 H₂O	+1.42
2 HIO(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	I₂(s) + 2 H₂O	+1.44
BrO₃⁻ + 5ḥ + 4e−	⇌	HBrO(aq) + 2 H₂O	+1.45
β-PbO₂(s) + 4ḥ + 2e−	⇌	Pb²⁺ + 2 H₂O	+1.460
α-PbO₂(s) + 4ḥ + 2e−	⇌	Pb²⁺ + 2 H₂O	+1.468
2 BrO₃⁻ + 12ḥ + 10e−	⇌	Br₂(l) + 6 H₂O	+1.48
2ClO₃⁻ + 12ḥ + 10e−	⇌	Cl₂(g) + 6 H₂O	+1.49
HClO(aq) + ḥ + 2e−	⇌	Cl⁻(aq) + H₂O	+1.49
MnO₄⁻ + 8ḥ + 5e−	⇌	Mn²⁺ + 4 H₂O	+1.51
HO₂^• + ḥ + e−	⇌	H₂O₂(aq)	+1.51
Au³⁺ + 3e−	⇌	Au(s)	+1.52
NiO₂(s) + 4ḥ + 2e−	⇌	Ni²⁺ + 2 OH⁻	+1.59
Ce⁴⁺ + e−	⇌	Ce³⁺	+1.61
2 HClO(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	Cl₂(g) + 2 H₂O	+1.63
Ag₂O₃(s) + 6ḥ + 4e−	⇌	2 Ag⁺ + 3 H₂O	+1.67
HClO₂(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	HClO(aq) + H₂O	+1.67
Pb⁴⁺ + 2e−	⇌	Pb²⁺	+1.69
MnO₄⁻ + 4ḥ + 3e−	⇌	MnO₂(s) + 2 H₂O	+1.70
AgO(s) + 2ḥ + e−	⇌	Ag⁺ + H₂O	+1.77
H₂O₂(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	2 H₂O	+1.78
Co³⁺ + e−	⇌	Co²⁺	+1.82
Au⁺ + e−	⇌	Au(s)	+1.83
BrO₄⁻ + 2ḥ + 2e−	⇌	BrO₃⁻ + H₂O	+1.85
Ag²⁺ + e−	⇌	Ag⁺	+1.98
S₂O₈²⁻ + 2e−	⇌	2 SO₄²⁻	+2.010
O₃(g) + 2ḥ + 2e−	⇌	O₂(g) + H₂O	+2.075
HMnO₄⁻ + 3ḥ + 2e−	⇌	MnO₂(s) + 2 H₂O	+2.09
XeO₃(aq) + 6ḥ + 6 e−	⇌	Xe(g) + 3 H₂O	+2.12
H₄XeO₆(aq) + 8ḥ + 8 e−	⇌	Xe(g) + 6 H₂O	+2.18
FeO₄²⁻ + 3e− + 8ḥ	⇌	Fe³⁺ + 4 H₂O	+2.20
XeF₂(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	Xe(g) + 2HF(aq)	+2.32
H₄XeO₆(aq) + 2ḥ + 2e−	⇌	XeO₃(aq) + 3 H₂O	+2.42
F₂(g) + 2e−	⇌	2 F⁻	+2.87
F₂(g) + 2ḥ + 2e−	⇌	2 HF(aq)	+3.05
KrF₂(aq) + 2e−	⇌	Kr(g) + 2 F⁻(aq)	+3.27

Zelula elektrokimikoen termodinamika

Pila baten potentzial diferentzia erreakzioaren energia askearen aldaketarekin zuzenki lotuta dago, ekuazio honek adierazten duen moduan:

$\Delta G^{0}=-nFE^{0}$

n: trukatu den elektroi kopurua.

ΔG⁰: energia askearen aldaketa baldintza estandarretan.

F: Faraday konstantea (96485 C/mol)

E⁰: pilaren potentzial estandarra

Erreakzio bat presio eta tenperatura konstantepean ematen denean, energia askearen aldaketaren zeinuak adieraziko digu prozesua berezkoa izango den edo ez. Aldaketa horren balioa negatiboa baldin bada erreakzioa berezkoa izango da. F eta n-ren balioak positiboak direla kontutan hartzen badugu, E⁰ balioak positiboa izan beharko du ΔG⁰ negatiboa izan dadin.

Zelula elektrokimiko bati dagokion energia elektrokimikoa Δ_rG duen zelula batekin erlazionatu ahal izateko, zelulak itzulkorra izan behar du. Kanpotik potentzial bat gehituko bagenu zelularen potentzial berekoa baina zeinuz kontrakoa, ez litzateke erreakziorik gertatuko. Aldiz, kanpoko potentzialaren balioa infinitesimalki handitu edota txikituko bagenu zelularen berezko edo alderantzizko erreakzioa gertatuko litzateke. Baldintza hauek betetzen dituen edozein zelula itzulkorra dela esaten da.

Nernst-en ekuazioa

Nernst-en ekuazioa baldintza estandarretatik (1 M, 1 atm, 25 °C) kanpo dagoen pila baten potentziala kalkulatzeko erabiltzen da. Walther Hermann Nernst kimikari alemaniarrak formulatu zuen 1889. urtean.

$E=E_{0}-{\frac {RT}{nF}}lnK_{a}$

E= zehaztutako baldintzetan pilaren potentziala.

E₀= Baldintza estandarretan pilaren potentziala.

R= Gasen konstantea.

T= tenperatura Kelvinetan.

n= transferitutako elektroi kantitatea.

F= Faraday konstantea (96485 C/mol)

K_a= Oreka konstante termodinamikoa.

Oharrak

Erreferentziak

Lide, David R., ed. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics. (87. argitaraldia) Boca Raton, FL: CRC Press ISBN 0-8493-0487-3..
ISBN 978-1-42-921820-7..
David R. Lide, ed., CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005, <https://web.archive.org/web/20170724011402/http://www.hbcpnetbase.com/>, CRC Press, Boca Raton, FL, 2005.
WebElements Periodic Table of the Elements | Iron | compounds information
doi:10.1021/cr940053x. PMID 11848774..
WebElements Periodic Table of the Elements | Xenon | compounds information
Txantiloi:Cotton&Wilkinson6th
Redox Reactions, Western Oregon University website
https://web.archive.org/web/20131107223339/http://acta.chem-soc.si/60/60-3-455.pdf

Bibliografia

FISICOQUÍMICA para las ciencias químicas y biológicas. Raymond Chang, 2008. ISBN-13: 978-970-10-6652-2 ISBN-10: 970-10-6652-9

Termodinámica química. Juan A. Rodríguez Renuncio, Juan J. Ruiz Sánchez, José S. Urieta Navarro. 1999. ISBN: 84-7738-581-5

Kanpo estekak

Datuak: Q7877
Multimedia: Electrochemistry / Q7877

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[CRC-1] Lide, David R., ed. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics. (87. argitaraldia) Boca Raton, FL: CRC Press ISBN 0-8493-0487-3..

[atkinshriver-4] ISBN 978-1-42-921820-7..

[6] David R. Lide, ed., CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005, <https://web.archive.org/web/20170724011402/http://www.hbcpnetbase.com/>, CRC Press, Boca Raton, FL, 2005.

[webelements_fe-9] WebElements Periodic Table of the Elements | Iron | compounds information

[14] :10.1021/cr940053x. PMID 11848774..

[webelements_xe-16] WebElements Periodic Table of the Elements | Xenon | compounds information

[Cotton-17] Txantiloi:Cotton&Wilkinson6th

[wou-18] Redox Reactions, Western Oregon University website

[19] ttps://web.archive.org/web/20131107223339/http://acta.chem-soc.si/60/60-3-455.pdf