FA1: Elektrochemie

• Elektrochemie: de tak die de relatie legt tussen chemische en elektrische eigenschappen.
• Elektroden: geleider (meestal stuk metaal) dat in contact wordt gebracht met een niet-metalen voorwerp (vb. een waterige oplossing).
• Isolator: een materiaal dat geen elektrische stroom geleidt/doorlaat.

  • De elektronen zitten vast aan de atomen en in de bindingen.
  • Er kunnen geen elektronen stromen.

  
• Geleider: een materiaal waarin elektronen vrij kunnen bewegen en dat dus stroom doorlaat.

  • De elektronen zitten in conductiebanden en kunnen springen van atoom naar atoom.
  • Er kan stroom vloeien want de elektronen kunnen doorheen het hele metaal bewegen.

  
• Ladingen in een geleider

  • bevinden zich altijd aan de oppervlakte/buitenkant van het materiaal.
  • Vb. Enkele elektronen zijn verwijderd uit het metaal. Er ontstaan positieve gaten. --> Door de hoge mobiliteit van elektronen in het metaal zullen de positieve gaten in de bulk worden verplaatst naar de rand van het voorwerp (= de oppervlakte)

  
• Elektrische stroom: Het netto aantal ladingen dat door een oppervlak gaat per seconde.

  • Elektronen dwarrelen rond in het metaal, maar als er netto meer van links naar rechts bewegen, spreken we van een elektrische stroom.
  • Eenheid stroom: Ampère (A) = Coulomb (lading) per seconde.

  
• Spanning: het verschil in elektrische potentiële energie tussen 2 punten, per lading.

  • Een externe bron ontneemt elektronen uit de linker elektrode en duwt ze in de rechter. We zeggen dat de linker elektrode op een positieve potentiaal staat (= netto lading is +) en de rechter op een negatieve potentiaal (= netto lading is -).
  • Bij een potentiaalverschil ontstaat er een elektrisch veld. Ladingen in het elektrisch veld worden versneld.
  • Eenheid van spanning: Volt (V) = Joule (energie) per Coulomb (lading).

  
• Elektrolyten: stoffen die splitsen in geladen deeltjes wanneer ze worden opgelost (in water). Deze geladen deeltjes zorgen er dan voor dat de oplossing geleidend wordt.

  
• Oxidatiereactie: Halfreactie waarbij een atoom of molecule elektronen verliest.

  
• Reductiereactie: halfreactie waarbij een atoom of molecule elektronen opneemt.

  
• Redoxreactie: Combinatie van redox- en oxidtiereacties die altijd samen (moeten) doorgaan.

  
• De drijvende kracht achter de spontane redoxreactie --> het verschil in elektronegativiteit.
• 2 soorten elektrochemische cellen

  Galvanische cel

  • Spontane redoxreactie
  • Genereert stroom

  Elektrolytische cel

  • Externe stroombron
  • Drijft niet-spontane redoxreactie

  
• Kathode: elektrode waar de reductie gebeurt van de stof in oplossing.

  
• Anode: elektrode waar de oxidatie gebeurt van de stof in oplossing.

  
• Zoutbrug = Semi-permeabele stof die ionen doorlaat.

  • Voorkomt mengen van beide oplossingen.

  
• Werking van de galvanische cel

  1. Cu2+ onttrekt 2 elektronen aan Cu elektrode. Cu2+ wordt Cu en slaat neer op de Cu elektrode
  2. De Cu elektrode trekt 2 elektronen aan van de Zn elektrode. Dit kan alleen als de Zn elektrode van ergens anders 2 elektronen kan vinden:
  3. Zn van de Zn elektrode gaat in oplossing als Zn2+. Zn lost 2 elektronen en gaat in oplossing om stap 1 en 2 te laten gebeuren.

  Deze 3 stappen zouden maar heel kortstondig doorgaan.

  Ladingsaccumulatie in de oplossing.

  
• De zoutbrug kan elektrolieten doorlaten om de oplossing te neutraliseren.

  
• Werking van de elektrolytische cel

  Stroom stuurt de chemische reactie.

  
• Naamgeving van de elektrochemische cel

  Anode | Oplossing || Oplossing | Kathode

  
• Elektrodepotentiaal E = maat voor lading aan elektrode.

  
• De potentiaal van de elektrode hangt af van de concentratie ionen in de oplossing.

  
• Standaard elektrodepotentiaal E0

  • E0 = E van elektrode bij “standaardoplossing” (= 1 M).
  • E0 gebruiken om verschillende halfreacties te vergelijken.
  • E0 is vaak getabelleerd.
• De standaard elektrodepotentiaal E0 is een eigenschap die we altijd moeten meten ten opzichte van een andere potentiaal.

  • De potentiaal van de referentie-elektrode = de standaard waterstof elektrode (SHE).
  • E0 = 0,00 V
  • A.d.h.v. het potentiaalverschil wordt de standaard elektrodepotentiaal bepaald.

  
• De SE-potentiaal E0 wordt ook wel standaard reductiepotentiaal E0 genoemd.
• • Hoe hoger E0, hoe meer de neiging gereduceerd te worden.
  • Hoe lager E0, hoe meer de neiging geoxideerd te worden.
• • Is E0 positief t.o.v. SHE, dan gebeurt de reductie spontaan.
  • Is E0 negatief t.o.v. SHE, dan gebeurt de reductie niet spontaan, maar de oxidatie wel.
• Het potentiaalverschil tussen beide halfreacties, die doorgaan in de galvanische cel, laat ons toe een celpotentiaal te definiëren.

  
• De wet van Nernst

  • n = aantal elektronen dat wordt doorgegeven per redoxreactie.

  
• Redoxtitraties

  • Potentiaal meten in oplossing i.f.v. volume titrans.
  • Indicator die kleuromslag geeft is daarom niet nodig.

  
• Invloed van evenwichtsconstante

  • Hoe hoger K, hoe sterker het potentiaalverschil.
  • Hoe hoger K = meer producten = groter verschil in potentiaal.