Електрокемија

Енглески кемичари Јохн Даниелл и Мицхаел Фарадаy сматрају се оснивачима електрокемије

Електрокемија или електрохемија, једна је од грана кемије. Сврстава се под физикалну кемију.

Проучава кемијске реакције које се догађају између електричног водича (металне, полупроводничке или графитне електроде) и ионског водича (електролита) приликом којих долази до пријеноса електрона између електроде и електролита.

Ако је нека кемијска реакција изазвана вањским напоном, као у случају електролизе или ако напон настаје као посљедица кемијске реакције, као у батеријама, та реакција назива се електрокемијском реакцијом. Електрокемијске реакције крутих и текућих твари одвијају се просторно одвојене једна од друге.

Електрокемија је од 19. стољећа на даље, добила велику практичну примјену у многим подручјима попут пријевоза, телекомуникација, астронаутике и др. Кемијске реакције у којима долази до пријеноса електрона између атома зову се оксидацијско-редукцијске или редокс реакције. Електрокемија проучава ситуације у којима су реакције оксидације и редукције просторно одвојене, при чему се проток електрона остварује кроз вањски струјни круг. Оксидација је првобитно означавала реакцију спајања кемијског елемента с кисиком при чему настају оксиди. Онда је појам проширен на сваку реакцију спајања с кисиком (рецимо оксидацијом алкохола настаје алдехид, а даљом оксидацијом алдехида киселина), што се изражава оксидацијским бројем. Најшире схваћена оксидација представља губитак електрона. Нпр., анодна оксидација је процес у којем се молекула (или ион) оксидира тако што (умјесто кисику) предаје електрон аноди. Редукција је супротан процес оксидацији и најшире схваћена, представља процес примања електрона. Нпр. у катодној редукцији се катион примањем једног или више електрона редуцира до чистог метала.

Повијесни развој

Развој електрокемије у раздобљу од 16. до 18. стољећа

Њемачки физичар Отто вон Гуерицке поред свог електричног генератора тијеком експеримента.

Боље разумијевање електричних појава започиње у 16. стољећу. Тијеком 16. стољећа, енглески знанственик Wиллиам Гилберт провео је 17 година експериментирајући на проблематици магнетизма, те нешто мање на проблематици електрицитета због чега је постао познат као "отац магнетизма." Открио је различите методе производње и појачавања снаге магнета.

Године 1663. њемачки физичар Отто вон Гуерицке конструира први електрични генератор, који је производио статички електрицитет изазивањем трења у машини. Генератор је био направљен од велике сумпорне кугле изливене у стаклену лопту причвршћену за осовину. Да би дошло до трења између кугле и осовине, кугла се кретала помоћу ручке при чему је долазило до појаве искри статичког електрицитета. Лопта се могла уклонити и користити у експериментима као извор електрицитета.

Средином 18. стољећа француски кемичар Цхарлес Франçоис де Цистернаy ду Фаy открива два типа статичког електрицитета и појаву међусобног одбијања истоврсних набоја, те привлачења различитих набоја. Да би објаснио ову појаву, Ду Фаy објављује да се електрицитет састоји од два флуида: "витролног" (од латинског назива за "стакло") или позитивног електрицитета, те "смоластог" или негативног електрицитета. На тај начин поставља електричну теорију двају флуида, која је оспорена касније у истом стољећу теоријом једног флуида, коју поставља Бењамин Франклин.

Цхарлес-Аугустин де Цоуломб је 1781. године поставио закон електростатског привлачења, који је произашао из његовог проучавања закона електричних одбијања, којег је поставио енглез Јосепх Приестлеy.

Талијански физичар Алессандро Волта показује своју електричну батерију француском владару Наполеону Бонапарти почетком 19. стољећа.

Крајем 18. стољећа, талијански лијечник и астроном Луиги Галвани својим чувеним експериментом са жабљим крацима поставља темељ електрокемије. Својим радом "Де Вирибус Елецтрицитатис ин Моту Мусцулари Цомментариус" (латински назив за „О ефекту електрицитета на гибање мишића“ ) 1791. године уводи појам "нерво-електричних твари" у биолошке суставе. У свом раду, Галвани закључује да животињско ткиво садржи до тада занемаривану животну силу, коју је назвао "животињски електрицитет", а која је одговорна за активацију живаца и мишића у контакту с металом. Сматрао је да је та нова сила још једна врста електрицитета поред '"природног", којег производи муња или електрична јегуља и "умјетног" добивеног трењем (нпр. статички електрицитет).

Галванијеви су сурадници већином подржали његове ставове, међутим Алессандро Волта одбацује идеју "животињског електричног флуида", тврдњом да жабљи краци реагирају због разлика у металу, што Галвани оповргава изазивањем мишићне реакције с два комада истог метала.

19. стољеће

Господин Хумпхрy Давy, портрет из 19. стољећа.

Wиллиам Ницхолсон и Јоханн Wилхелм Риттер успијевају електролизом разложити воду на водик и кисик 1800. године. Убрзо након тога, Риттер открива процес галванизације. Примјећује да количина исталоженог метала, као и количина развијеног кисика, тијеком електролитичког процеса, овисе о удаљености између електрода. Године 1801. Риттер први запажа термоелектричне струје, те на тај начин доприноси открићу термоелектрицитета Тхомаса Јоханна Сеебецка.

У првом десетљећу 19. стољећа, Wиллиам Хyде Wолластон је направио побољшања у галванском чланку. Истраживања електролизе Хумпхрy Давyа довела су до закључка да је електрицитет који настаје у једноставним електролитичким чланцима резултат комбинације кемијских међудјеловања твари супротног набоја. Ова истраживања резултирала су изолацијом натрија и калија, те земно-алкалијских метала из њихових спојева 1808. године.

Године 1820. Ханс Цхристиан Øрстед открива магнетски ефект електричне струје, што је оцијењено епохалним открићем. Андрé-Марие Ампèре понавља Орстедов експеримент и даје математичку формулацију магнетског ефекта. Године 1821. естонско-њемачки физичар Тхомас Јоханн Сеебецк је показао постојање електричног потенцијала у додирним точкама двају различитих метала када међу њима постоји разлика у топлини.

Њемачки је знанственик Георг Охм 1827. године дефинирао Охмов закон у познатој књизи "Дие галванисцхе Кетте, матхематисцх беарбеитет" (Математички испитан електрични круг) у којем поставља цјеловиту теорију електрицитета.

Експерименти Мицхаел Фарадаyа довели су 1832. године до постављања двају електрокемијских закона. Године 1836. Јохн Даниелл открива једноставни чланак у којему се за производњу електрицитета трошио водик. Даниелл рјешава и проблем поларизације, а његова посљедња открића показују да се амалгамирањем цинка са живом производи јачи напон.

Шведски кемичар Сванте Аррхениус, портрет из 1880-тих година.

Wиллиам Грове ствара први гориви чланак 1839. године. Године 1846. Wилхелм Wебер развија електродинамометар, а 1868. Георгес Лецланцхé патентира нови чланак, који ће постати претеча првих батерија за широку употребу, тзв. цинк-угљик чланак.

Сванте Аррхениус је 1884 . године објавио рад Рецхерцхес сур ла цондуцтибилитé галваниqуе дес éлецтролyтес (Испитивања галванске проводљивости електролита). Закључује да се електролити отопљени у води, у одређеној мјери разлажу односно дисоцирају на супротно набијене, позитивне и негативне ионе.

Године 1886. Паул Хéроулт и Цхарлес M. Халл развијају Халл–Хéроултов поступак добивања алуминија електролизом талине алуминијева оксида, на основу закона, које је поставио Мицхаел Фарадаy.

Фриедрицх Остwалд 1894. године завршава значајна испитивања водљивости и електролитске дисоцијације органских киселина.

Њемачки знанственик Wалтхер Нернст, портрет из 1910-тих година.

Wалтхер Херманн Нернст године 1888. развија теорију електромоторне силе галванског чланка, а 1889. године доказује да се својства електричне струје настале у чланку могу употријебити за рачунање промјене слободне енергије кемијске реакције чланка. Изводи једнаџбу познату као Нернстова једнаџба, којом је повезао напон чланка и његова својства.

Године1898. Фритз Хабер показује да се у електролитичким процесима с константним напоном катоде могу добити точно одређени продукти. Исте је године објаснио поступак редукције нитробензена на катоди и поставио модел за друге, сличне редукцијске процесе.

20. стољеће

1902. године основано је Електрокемијско друштво (Тхе Елецтроцхемицал Социетy (ЕЦС)).

1909. године Роберт Андреwс Милликан почиње серију експеримената с циљем одређивања електричног набоја једног електрона.

Године 1923. Јоханнес Ницолаус Брøнстед и Мартин Лоwрy објављују готово исте теорије о понашању киселина и база с електрокемијског аспекта. Арне Тиселиус 1937. године развија прву софистицирану апаратуру за електрофорезу и 1948. године добива Нобелову награду за свој рад на електрофорези протеина. Годину касније, 1949., основано је Међународно електрокемијско друштво (Тхе Интернатионал Социетy оф Елецтроцхемистрy (ИСЕ)).

У раздобљу од 1960.–1970. Реваз Догонадзе са својим студентима развија нову грану електрокемије квантну електрокемију.

Марко Браница (1931-2004) радио је на Институту “Руђер Бошковић” у Загребу, гдје је основао Лабораториј за физикално-кемијске сепарације. Бавио се поларографијом и другим електрокемијским методама и брзо је постао свјестан могућности примјене електрокемије у околишној кемији. Ту идеју је остварио кроз 250 публикација фокусираних на електрокемијски приступ истраживању кемије мора.

Основни принципи

Редокс реакције

У електрокемијске процесе спадају два типа реакција: редокс реакције у којима због спонтаности процеса долази до ослобађања енергије и стварања електрицитета, те процеси у којима електрична струја стимулира кемијску реакцију. У редокс реакцији долази до пријеноса електрона, што има за посљедицу промјене оксидацијских стања, односно електричног набоја атома или иона.

Оксидација и редукција

Главна карактеристика учесника електрокемијске реакције је број њихових валентних електрона. Оксидацијско стање неког иона представља број отпуштених или примљених електрона у односу на његово неутрално стање (које је окарактеризирано оксидацијским стањем 0). Ако у тијеку реакције неки атом или ион отпушта електрон, његово оксидацијско стање се повећа. С друге стране, ако честица прими електрон, њено оксидацијско стање се смањи. У реалној ситуацији, ова два процеса се увијек одвијају заједно, тј. оксидација неке честице је увијек попраћена редукцијом неке друге честице.

Реакција у којој долази до оксидације једне и редукције друге честице назива се редокс реакција. Као примјер редокс реакције може се узети реакција натрија и клора, у којој натриј даје електрон, при чему постиже оксидацијско стање +1. Клор прима електрон и постиже оксидацијско стање -1. Предзнак испред вриједности оксидацијског стања (позитивно/негативно) одговара врсти електричног набоја сваког од иона. Електростатско привлачење различито набијених иона натрија и клора представља ионску везу у кристалу натријевог клорида.

Оксидација представља губитак електрона из атома или молекуле, а редукција примање електрона. У случајевима када су атоми везани ковалентним везама електронски пар је подијељен између два атома. Негативно оксидацијско стање се тада приписује атому који има већу вриједност коефицијента електронегативности.

Атом, молекула или ион који губи електроне назива се редуцирајуће средство или редуценс, а честица која прима електроне оксидирајуће средство или оксиданс. Оксидирајуће средство се увијек редуцира, а редуцирајуће средство оксидира.

Код реакција у којима судјелује кисик, везање кисика указује на оксидацију атома или молекуле на коју се веже, при чему се кисик редуцира. У случају органских спојева, као нпр. бутан или етанол, губитак водика указује на оксидацију молекуле из које је водик отишао (водик је редуциран). Ово је посљедица чињенице да водик, приликом цијепања везе с другим неметалом, односи са собом један електрон. Обрнуто, губитак кисика или везање водика на неку честицу представља редукцију те честице.

Изједначавање редокс реакција

Електрокемијске реакције у воденом медију могу се лакше разумјети ако се изједначавају према ионско-електронској методи, гдје се приликом изједначавања реакција оксидације и редукције у получланку додају Х⁺ иони , ОХ^– иони, Х₂О и електрони да би се компензирале промјене оксидацијског стања.

Кисели медиј

У киселом медију се тијеком изједначавања укупне реакције додају Х⁺ иони и вода у полуреакције у чланку.

На примјер, када манган реагира с натријевим бизмутатом.

Неизједначена реакција: Мн²⁺(аq) + НаБиО₃(с) → Би³⁺(аq) + МнО₄^–(аq)

Оксидација: 4 Х₂О(л) + Мн²⁺(аq) → МнО₄^–(аq) + 8 Х⁺(аq) + 5 е^–

Редукција: 2 е^– + 6 Х⁺(аq) + БиО₃^–(с) → Би³⁺(аq) + 3 Х₂О(л)

На крају је укупна реакција изједначена када се изједначи број електрона у обје полуреакције у чланку (оксидације и редукције), множењем реакције оксидације с бројем електрона, који судјелују у реакцији редукције (и обрнуто), те се након тога обје полуреакције зброје.

8 Х₂О(л) + 2 Мн²⁺(аq) → 2 МнО₄^–(аq) + 16 Х⁺(аq) + 10 е^–

10 е^– + 30 Х⁺(аq) + 5 БиО₃^–(с) → 5 Би³⁺(аq) + 15 Х₂О(л)

Изједначена реакција

14 Х⁺(аq) + 2 Мн²⁺(аq) + 5 НаБиО₃(с) → 7 Х₂О(л) + 2 МнО₄^–(аq) + 5 Би³⁺(аq) + 5 На⁺(аq)

Базични медиј

У базичном медију се додају ОХ^– иони и вода у полуреакције у чланку да би се изједначила укупна реакција.

На примјер, у реакцији калијевог перманганата и натријевог сулфита.

Неизједначена реакција: КМнО₄ + На₂СО₃ + Х₂О → МнО₂ + На₂СО₄ + КОХ

Редукција: 3 е^– + 2 Х₂О + МнО₄^– → МнО₂ + 4 ОХ^–

Оксидација: 2 ОХ^– + СО₃^2– → СО₄^2– + Х₂О + 2 е^–

Укупна реакција се изједначава на исти начин као и у киселом медију множењем полуреакција с бројем електрона, који судјелују у супротној полуреакцији, те се након тога обје полуреакције зброје.

6 е^– + 4 Х₂О + 2 МнО₄^– → 2 МнО₂ + 8 ОХ^–

6 ОХ^– + 3 СО₃^2– → 3 СО₄^2– + 3 Х₂О + 6е^–

Изједначена реакција

2 КМнО₄ + 3 На₂СО₃ + Х₂О → 2 МнО₂ + 3 На₂СО₄ + 2 КОХ

Неутрални медиј

Примјењује се иста метода изједначавања укупне реакције као и у киселом медију, на примјер за изједначавање потпуног изгарања пропана.

Неизједначена реакција: C₃Х₈ + О₂ → ЦО₂ + Х₂О

Редукција: 4 Х⁺ + О₂ + 4 е^– → 2 Х₂О

Оксидација: 6 Х₂О + C₃Х₈ → 3 ЦО₂ + 20 е^– + 20 Х⁺

Као и у киселом и базичном медију, укупна реакција се изједначава множењем обје полуреакције с бројем електрона, који судјелују у супротној полуреакцији и након тога се обје полуреакције зброје.

20 Х⁺ + 5 О₂ + 20 е^– → 10 Х₂О

6 Х₂О + C₃Х₈ → 3 ЦО₂ + 20 е^– + 20 Х⁺

Изједначена реакција

C₃Х₈ + 5 О₂ → 3 ЦО₂ + 4 Х₂О

Електрокемијски чланак

Електрокемијски чланак је уређај који производи електричну струју из енергије отпуштене спонтаном редокс реакцијом. Овој врсти чланка припадају Галвански или Волтин чланак, названи по знанственицима, Луигију Галванију и Алессадру Волти, који су тијеком 18. стољећа проводили експерименте о кемијским реакцијама и електричној струји.

Електрокемијски чланци састоје се од двије водљиве електроде: аноде на којој се одвија оксидација и катоде на којој се одвија редукција. Између тих електрода налази се отопина, електролит, унутар које се иони могу слободно кретати. Увјет који електрода мора задовољавати да би се користила у електрокемијском чланку је водљивост. Из тог разлога, као електрода се може користити било који довољно водљив материјал. То су примјерице водљиви метали, полуводичи, графит, те водљиви полимери.

Галвански чланак састоји се од двију различитих металних електрода уроњених у отопину електролита. На једној електроди, аноди, одвија се оксидација док се на другој, катоди, одвија редукција. Метал с аноде отпушта електроне, тј. оксидира се, при чему из оксидацијског стања 0 прелази у позитивно набијени ион. На катоди, иони метала који се налази у отопини, примају исте те електроне и редуцирају се у оксидацијско стање 0 (у чврсто стање). Тај процес добивања метала у чврстом стању (оксидацијског стања 0), на катоди, назива се електродепозиција. Важан предувјет за одвијање електродепозиције јест међусобна повезаност електрода. Наиме, да би проток електрона с аноде на катоду био могућ, оне морају бити међусобно повезане. Управо тај проток електрона јест заправо електрична струја која се потом може користити за рад (нпр. за паљење мотора, свјетла, итд.)

Галвански чланак чије су електроде цинк и бакар уроњене у отопине цинковог сулфата (ЗнСО₄), тј. бакровог сулфата (ЦуСО₄), назива се Даниеллов чланак. У Даниеллову чланку анода је метал цинка уроњен у отопину ЗнСО₄ док је катода жица бакра уроњена у отопину ЦуСО₄. На аноди се одвија оксидација (цинк губи електроне) при чему у отопини настају позитивно набијени иони цинка. Електроне које је цинк отпустио примају иони бакра који се притом електродепонирају на катоди. Полуреакције за Даниеллов чланак су:

Зн електрода (анода): Зн (с) → Зн²⁺ (аq) + 2е^–

Цу електрода (катода): Цу²⁺ (аq) + 2е^– → Цу (с)

Будући да се у овој врсти чланка проток електрона, а тиме и производња електричне струје одвијају спонтано, чланак заправо представља једноставну батерију. Примјеном одређеног потенцијала могуће је исту реакцију провести у супротном смјеру. У том случају доћи ће до електродепозиције металног цинка на аноди док ће иони бакра настати на катоди. Да би се било која од ових реакција могла реализирати, неопходно је да отопине буду међусобно одвојене. У противноме, иони бакра директно ће реагирати са цинком:

Цу²⁺ (аq) + Зн (с)→ Цу (с) + Зн²⁺ (аq)

Исто тако, да би се затворио електрични круг, отопине морају бити повезане водљивим медијем који с једне стране омогућује проток иона између електрода, док с друге пак не дозвољава мијешање електролита. Тај увјет могуће је задовољити примјерице електролитним мостом. Најједноставнији облик електролитног моста је У-цијев која се састоји од инертне отопине електролита (нпр. КЦл или НХ₄НО₃) чији иони не реагирају с другим ионима из отопине или пак с електродама. Користи ли се у електролитном мосту примјерице отопина КЦл-а, тијеком одвијања редокс реакције (Једнаџба 1), електрони ће преко жице путовати од аноде (Зн електрода) до катоде (Цу електрода), катиони из отопине (Зн²⁺, Цу²⁺ и К⁺) према катоди, а аниони (СО₄^2– и Цл^–) према аноди. Проток катиона и аниона одвије се преко солног моста. Без њега би дошло до накупљања позитивног набоја у анодном дијелу, тј. негативног набоја у катодном дијелу што би врло брзо онемогућило рад чланка.

Разлог протјецања електричне струје од аноде према катоди је у разлици њихових електричних потенцијала. Ту разлику могуће је мјерити волтметром. Галвански чланак могуће је приказати и схематски. Примјерице, схематски приказ Даниеллова чланка, уз претпоставку да концентрације Зн²⁺ и Цу²⁺ износе 1 мол дм⁻³ (1 M) је:

Зн (с) | Зн²⁺ (1М) ||Цу²⁺ (1 M) | Цу (с)

Прво се пише редуцирани облик метала који се оксидира на аноди (Зн). Вертикална линија којом је Зн (с) одвојен од оксидираног облика (Зн²⁺) представља границу фаза (промјену оксидацијског стања). Двострука вертикална линија представља електролитни мост. Исто тако, оксидирани облик метала који се редуцира на катоди (Цу²⁺) одвојен је другом вертикалном линијом од редуцираног облика (Цу). Будући да су концентрације електролита врло важне приликом одређивања потенцијала чланка, оне су такођер назначене у схематском приказу.

Стандардни електродни потенцијал

Предвиђања потенцијала чланка могу се направити упорабом таблица стандардних електродних потенцијала, које су доступне у литератури. Потенцијали дани у тим таблицама, одређени су у односу на стандардну водикову електроду (СВЕ), а њихове се вриједности односе на полуреакције редукције. Потенцијал стандардне водикове електроде се односи на слиједећу реакцију:

2 Х⁺(аq) + 2 е^– → Х₂

која је такођер приказана као редукцијска реакција, но то не искључује анодно понашање СВЕ, овисно о оксидацијском/редукцијском потенцијалу другог сустава електрода/електролит. Стандардна водикова електрода представља ону водикову електроду којој се плиновити водик доводи под тлаком од 1 бара у електролит, гдје је активитет Х⁺ иона једнак 1. У електролит је уроњена електрода од платинизиране платине.

Стандардна водикова електрода се може преко солног моста повезати с било којом другом електродом. Ако се друга електрода такођер налази у стандардним увјетима, онда измјерени потенцијал чланка представља стандардни електродни потенцијал те електроде, будући да је потенцијал стандардне водикове електроде према договору једнак 0,000 V. Поларност стандардног електродног потенцијала даје информацију о релативном редукцијском потенцијалу електроде, која је спојена на СВЕ. Ако електрода, у односу на СВЕ има позитиван потенцијал, тада она представља редуцирајућу електроду, при чему се СВЕ понаша као анода (примјер је Цу у воденој отопини ЦуСО₄ чији потенцијал износи 0,337 V). Обрнуто, ако је мјерени потенцијал негативан, електрода је оксидирајућа у односу на СВЕ (као, на примјер Зн у ЗнСО₄ чији потенцијал износи -0,763 V).

Вриједности стандардних електродних потенцијала се, према договору, односе на редукцијске потенцијале. Ипак, редокс реакције су реверзибилне и улога одређене електроде у чланку овиси о релативном редокс потенцијалу и једне и друге електроде. Оксидацијски потенцијал одређене електроде је негативна вриједност редукцијског потенцијала. Стандардни потенцијал чланка може бити одређен разматрањем стандардних електродних потенцијала обје електроде (тзв. полуреакција чланка). Мања вриједност електродног потенцијала представља аноду, односно реакцију оксидације. Потенцијал чланка се рачуна као сума редукцијског потенцијала катоде и оксидацијског потенцијала аноде.

Е°_чланка = Е°_ред (катоде) – Е°_ред (аноде) = Е°_ред (катоде) + Е°_окси (аноде)

На примјер, стандардни електродни потенцијал бакрове електроде је:

Приказ чланка

Пт (с) | Х ₂ (1 атм) | Х ⁺ (1 M) || Цу ²⁺ (1 M) | Цу(с)

Е°_чланка = Е°_ред (катоде) – Е°_ред (аноде)

При стандардним температури, тлаку и активитетима иона, електромоторна сила чланка (мјерена мултиметром) износи 0,34 V. Како је електродни потенцијал СВЕ нула, бакар представља катоду, а СВЕ аноду, па је потенцијал чланка:

Е _чланка = Е°(Цу²⁺/Цу) – Е° (Х⁺/Х₂)

Односно, једнак је електродном потенцијалу редокс пара Цу²⁺/Цу

Е° (Цу²⁺/ Цу) = 0,34 V

Промјене стехиометријских коефицијената изједначене реакције у чланку, не утјечу на вриједност Е°_ред , јер стандардни електродни потенцијал представља интензивну величину.

Спонтаност одвијања редокс реакција

Тијеком рада галванског чланка кемијска енергија прелази у електричну енергију. Количина претворене енергије се математички може изразити као умножак електромоторне силе чланка и набоја , који је прошао кроз вањски струјни круг.

Електрична енергија = Е _чланка Q _транс

гдје је Е_чланка електромоторна сила чланка изражена у волтима (V) и Q_транс је умножак струје чланка изражене у амперима (А) и времена рада чланка израженог у секундама, што представља количину набоја израженог у Цоуломбима (C). Q_транс се такођер може израчунати множењем укупног броја измијењених електрона (израженог у моловима) и Фарадаyеве константе (Ф = 96485 C/мол).

Електромоторна сила чланка при нултој струји представља максималну могућу електромоторну силу. Користи се за рачунање максималне електричне енергије, која се може добити кемијском реакцијом. Ова енергија се често представља као електрични рад и изражава се слиједећом једнаџбом:

W_макс = W_{електрични} = –н Ф•Е_чланка

гдје је рад дефиниран као позитиван, тј. рад који се врши над суставом.

Будући да Гиббсова енергија представља максималну количину рада, која се може добити од сустава, вриједи слиједећа релација:

ΔГ = –н Ф•Е_чланка

Када чланак има позитиван потенцијал, промјена Гиббсове енергије је негативна. Ово је у складу са чињеницом да чланак производи електричну струју, која тече од катоде према аноди кроз вањски струјни круг. Ако се нарине вањски потенцијал, струја ће тећи у обрнутом смјеру. У том се случају, над суставом врши рад, а процес који се одвија назива се електролиза.

Спонтана електрокемијска реакција (негативна промјена Гиббсове енергије), може се користити за производњу електричне струје, ако се одвија у електрокемијској ћелији. Ово је основа свих батерија и горивих ћелија. На примјер, плиновити кисик (О₂) и водик (Х₂) реагирају у горивој ћелији дајући воду и енергију у облику топлине и електричне енергије.

Обрнуто, електрокемијске реакције, које нису спонтане, могу се одвијати ако се ћелији доведе вањска струја довољно јаког напона. Типичан примјер је електролиза воде, при чему настају плиновити водик и кисик.

Веза између равнотежне константе, К, и Гиббсове слободне енергије изражава се као:

ΔГ° = –РТ лн(К) = –н Ф•Е°_чланка

Сређивањем израза добије се релација између стандардног електродног потенцијала и равнотежне константе

Е°_ћелије = (Р Т / н Ф) лн К

Када се у горњу једнаџбу уврсте све константе (Р=8,314 Ј/мол К; Ф=96485 C/мол и Т=298,15 К), те се природни логаритам сведе на декадски, добије се:

Е°_ћелије = (0,0592 V / н) лог К

Овисност електромоторне силе чланка о промјенама концентрације

Нернстова једнаџба

Стандардни потенцијал електрокемијске ћелије захтјева стандардне увјете(ц = 1М, тј. а = 1) за све реактанте. Када се концентрације реактаната разликују од стандардних увјета, потенцијал чланка ће се разликовати од стандардног потенцијала. У 20. стољећу, њемачки кемичар Wалтхер Херманн Нернст предложио је математички модел за одређивање утјецаја концентрације реактанта на електрокемијски потенцијал чланка. На крају 19. стољећа Јосиах Wиллард Гиббс формулирао је теорију помоћу које је могуће предвидјети је ли кемијска реакција спонтана, темељену на слободној енергији

ΔГ = ΔГ^° + РТ × лн(Q)

Гдје је ΔГ промјена слободне Гиббсове енергије, Т је апсолутна температура, Р је стандардна плинска константа (8,3145 Ј/Кмол) и Q је реакцијски коефицијент. Главни Гиббсов допринос јест формализирање разумијевања ефекта концентрације реактанта на спонтаност реакције. Полазећи од Гиббсовог рада, Нернст је проширио теорију како би укључио допринос електричног потенцијала на набијене врсте. Као што је показано у претходном поглављу, промјена слободне Гибссове енергије за електрокемијску је ћелију повезана са потенцијалом ћелије. Због тога, Гиббсова теорија постаје:

нФΔЕ = нФΔЕ^° – РТ × лн(Q)

Гдје је н број електрона/мола продукта, Ф је Фарадаyева константа (кулон/мол), а ΔЕ је потенцијал ћелије

На послијетку, Нернст је једнаџбу подијелио количином пренешеног набоја (нФ) те тако дошао до новог израза који сада носи његово име:

ΔЕ = ΔЕ^° – (РТ/нФ) × лн(Q)

Уз стандардне увјете (Т = 298 К) и уврштавањем стандардне плинске константе (Р = 8,3145 Ј/Кмол), Нернстова се једнаџба може изразити и у логаритамском облику:

ΔЕ = ΔЕ^° – (0,05916В/н) × лог(Q)

Концентрацијски чланци

Концентрацијски чланак је електрокемијски чланак који садржи двије електроде од истог материјала, електролити два получлнака састављени су од истих иона, но концентрације електролита два получланка се разликују. Примјерице, електрокемијски чланак гдје су двије бакрене електроде уроњене у двије отопине бакрова(II)сулфата чије су концентрације 0.05М и 2.0М и које су повезане солним мостом. Овакав тип чланка производи потенцијал који се може предвидјети Нернстовом једнаџбом. На обје електроде догађају се исте кемијске реакције (иако се реакција на катоди догађа у обрнутом смјеру)

Цу²⁺(аq) + 2 е^- → Цу(с)

Ле Цхателиерово начело говори како ће с порастом концентрације Цу²⁺ иона редукција бити префериранија реакција. Редукција ће се догађати у одјељку чланка гдје је концентрација виша, а редукција у одјељку чланка ниже концентрације.

Сљедећи дијаграм описује споменути чланак:

Цу(с) | Цу²⁺ (0.05 M) || Цу²⁺ (2.0 M) | Цу(с)

Гдје су реакције које се догађају на електродама:

• Анода (оксидација): Цу(с) → Цу²⁺ (0.05 M) + 2 е^-
• Катода (редукција): Цу²⁺ (2.0 M) + 2 е^- → Цу(с)
• Укупна реакција: Цу²⁺ (2.0 M) → Цу²⁺ (0.05 M)

Е_МФ чланка може се израчунати Нернстовом једнаџбом:

Е = Е^° - (0,05916В/2) лог ( [Цу²⁺]_{разријеђено}/[Цу²⁺]_{концентрирано} )

Стандардни електродни потенцијал (Е^°) оваквог чланка је нула, будући да су електроде и иони једнаки у обја получланка. Када се у једнаџбу уврсте податци за горе описани чланак, могуће је израчунати потенцијал чланка:

Е = 0 - (0,05916В/2) лог (0,05/2,0) = 0,0474В

или:

Е = 0 - (0,0257В/2) лн (0,05/2,0) = 0,0474В

Но потребно је узети у обзир да је овај резултат приближно точан, јер је реакцијски коефицијент дефиниран преко ионских активитета који се могу апроксимирати из концентрација, како је израчунато овдје. Нернстова једнаџба игра важну улогу у разумијевању електричних ефеката у станицама и органелима. Такви ефекти укључују живчане синапсе те срчани ритам, као и мирујући потенцијал соматских станица.

Батерије

Батерија је састављена од неколико ћелија, а користи се за опскрбу електричном енергијом која је кемијски ускладиштена. Израз батерија често се криво користи како би се описала само једна ћелија. У батерији, ћелије су обично жице спојене серијски како би омогућиле што већи напон, али су понекад спојене и паралелно, како би се омогућила што виша струја. Батерије су оптимизиране да производе константну електричну енергију што је дуље могуће. Иако су ћелије о којима је било говора прије корисне у теоретске сврхе те лабораторијске експерименте, велики унутарњи отпор сланог моста чине их врло неприкладним батеријама. Комерцијализиране су разне алтернативне батеријске технологије, о чему слиједи више.

Сухи чланак

Сухе ћелије немају текући електролит, већ користе влажну електролитну пасту. Цинк - угљик Лецланцхеова ћелија добар је примјер сухе ћелије код које је анода посуда од цинка окружена танким слојем мангановог диоксида и влажне електролитне пасте амонијевог клорида и цинковог клорида помијешане са шкробом. Катода ове ћелије је угљикова полуга уметнута у електролит, најчешће смјештена у средини.

Поједностављене полу-реакције Лецхланцхеове ћелије:

Анода: Зн(с) → Зн²⁺(аq) + 2 е^–

Катода: 2 НХ₄⁺(аq) + 2 МнО₂(с) + 2 е^– → Мн₂О₃(с) + 2 НХ₃(аq) + Х₂О(л)

Укупна реакција: Зн(с) + 2 НХ₄⁺(аq) + 2 МнО₂(с) → Зн²⁺(аq) + Мн₂О₃(с) + 2 НХ₃(аq) + Х₂О(л)

Напон постигнут цинк – угљик батеријом је око 1,5 V.

Живина батерија

Ова батерија појавила се раних 1940-тих. Живина батерија има многе примјене у медицини и електроници. Батерија се састоји од челичне посуде цилиндричног облика која служи као катода, док је амалгамирана цинкова анода окружена јаким лужнатим електролитом и пастом цинкова оксида и жива(II)оксида.

Оловно-кисела батерија

Оловна кисела батерија користи се у аутомобилима, а састоји се од сета шест идентичних ћелија посложених серијски. Свака ћелија има оловну аноду и катоду направљену од олово диоксида пакираног у металне дискове. Катода и анода уроњене су у отопину сулфатне киселине која служи као електролит.

Полуреакције оловне киселе батерије:

Анода: Пб(с) + СО₄^2–(аq) → ПбСО₄(с) + 2 е^–

Катода: ПбО₂(с) + 4 Х⁺(аq) + СО₄^2–(аq) + 2 е^– → ПбСО₄(с) + 2 Х₂О(л)

Укупна реакција: Пб(с) + ПбО₂(с) + 4 Х⁺(аq) + 2 СО₄^2–(аq) → 2 ПбСО₄(с) + 2 Х₂О(л)

У стандардним увјетима, свака ћелија може произвести напон од 2 V, тако да је укупни произведени напон 12 V. Ове батерије разликују се од живиних и цинк – угљикових батерија по томе што их је могуће пунтит. Ако на батерију наринемо вањски напон, доћи ће до електролизе продуката укупне реакције (пражњење) и обнављања почетних састојака који су омогућили да батерија ради.

Литијска пуњива батерија

Умјесто воденог електролита или влажне електролитне пасте, батерије крутог стања користе крути електролит. Литијеве полимерне батерије примјер су таквих батерија: графитна полуга служи као анода, док је полуга литијевог кобалтата катода, а полимер, набубрен због литијевих соли, допушта пролаз иона те служи као електролит. У овој ћелији угљик у аноди реверзибилно може пријећи у литиј-угљикову слитину. Код пражњења, литијеви иони спонтано напуштају литиј кобалтатну катоду и путују кроз полимер у угљикову аноду стварајући слитину. Управо је ток позитивних литијевих иона електрична струја батерије. Пунећи ћелију, литиј престаје чинити слитину и путује натраг на катоду. Предност оваквих врста батерија је да литиј има високу негативни стандардни редукцијски потенцијал. Такођер, литиј је лак метал па је због тога потребно мање литија да би се произвео 1 мол електрона. Литијеве батерије имају широку примјену у пријеносним електронским уређајима због високе густоће складиштења енергије и због тога што се могу пунити. Ова технологија могла би се примјенити у будућим аутомобилним апликацијама, са новим материјалима као што су жељезови фосфати и литијеву ванадати.

Проточна батерија

Већина батерија садржи сав електролит и електроде унутар једног кућишта. Проточна батерија је необична због тога што је главнина електролита, укључујући и отопљене реактивне врсте, смјештена у различитим одјељцима. Електролити се пумпају кроз реактор који садржи електроде, када се батерија пуни или празни. Зато што су електроде очуване, а електролит изгара, "проточну батерију" је боље описати као реверзибилну гориву ћелију. Овакав тип батерија обично се користи за похрањивање великих количина енергије (кWх – мулти МWх). Од неколико типова који су развијени, неке су тренутно од комерцијалног интереса, укључујући и жељезо/кром проточну батерију, ванадиј редокс батерију и цинк – бром проточну батерију.

Гориве ћелије

Добивање електричне енергије сагоријевањем фосилних горива је не дјелотворан процес. На тај начин могуће је претворити максимално 40% кемијске енергије фосилних горива у електричну енергију, у најдјелотворнијим термоелектранама.

Да би се унаприједила производња електричне струје, развијене су тзв. гориве ћелије у којима је сагоријевање замијењено електрокемијским методама. Принцип рада горивих ћелија не разликује се превише од рада осталих батерија, осим што је потребно константно обнављање потрошених реактанта.

Примјер најпознатије гориве ћелије, је кисик-водик ћелија, у којој су двије инертне електроде (порозне електроде од никла и никловог оксида) уроњене у отопину електролита (нпр. врући калијев хидроксид), док се у катодни и анодни простор уводе плиновити водик и кисик.

Полуреакције које описују наведену гориву ћелију су:

Анода: 2Х_2(г) + 4ОХ^-_(аq) → 4Х2О(л) + 4е-

Катода: О_2(г) + 2Х₂О _(л) + 4е^- → 4ОХ^-_(аq)

Укупна реакција: 2Х_2(г) + О_2(г) → 2Х₂О_(л)

Укупна реакција је идентична реакцији сагоријевања водика. Оксидација и редукција се одвијају одвојено на аноди и катоди. Овај процес је сличан процесу који се одвија у ћелији за мјерење стандардног редукцијског потенцијала, гдје електрода има двије улоге: да дјелује као електрични водич чиме осигурава површину потребну за разградњу молекула на атоме прије пријеноса електрона. Овакве особине имају електроде од платине, никла и родија, а називају се електрокатализатори.

Корозија

Корозија, у ширем смислу, подразумијева распадање материјала (нпр. трошење метала) под одређеним увјетима, услијед одговарајуће кемијске (електрокемијске) реакције уз настајање корозивних продуката. Корозија која се често сусреће је корозија жељеза, а јавља се у форми црвенкасте хрђе. Други облици корозије су нпр. црна патина на сребру и црвена или зелена патина на бакру и његовим легурама, као што је бронца. За санирање/ уклањање посљедица корозије те замјену кородираних метала, потроши се више милијарди долара сваке године, у свијету.

Корозија жељеза

Да би дошло до појаве хрђе, жељезо мора бити у контакту са кисиком и водом. Кемијске реакције које се одвијају тијеком овог процеса су релативно сложене и нису у потпуности објашњене. Међутим, претпостављени механизам корозије жељеза одвија се на сљедећи начин:

Пријенос електрона (редукција-оксидација)

•Одређено подручје на површини метала дјелује као анода тј. мјесто на којем долази до оксидације, односно отпуштања електрона с површине метала- корозија.

Фе_(с) → Фе²⁺_(аq) + 2е^-

•Отпуштени електрони након тога редуцирају атмосферски кисик у воду, при чему се ти дијелови површине жељеза (на којима се одвија овај процес) понашају као катода.

О_2(г) + 4Х⁺_(аq) + 4е^- → 2Х₂О_(л)

•Укупна реакција овог процеса је:

2Фе_(с) + О_2(г) + 4Х⁺_(аq) → 2Фе²⁺_(аq) + 2Х₂О_(л)

•Стандардна електромоторна сила корозије жељеза је:

Е⁰ = Е⁰_катода - Е⁰_анода

Е⁰ = 1,23В - (-0,44)V = 1,67В

Корозија жељеза се дешава у киселом медију, при чему Х+ иони (тј. карбонатна киселина) настају реакцијом угљиковог диоксида из атмосфере с водом. Настали Фе²⁺ иони (из горње једнаџбе) се даље оксидирају:

4Фе²⁺_(аq) + О_2(г) + (4+2x)Х₂О_(л) → 2Фе₂О₃ .xХ₂О + 8Х⁺_(аq)

Уз настајање хидратизираног жељезо(III) оксид, познатог као хрђа. Количина воде у хидратизираном жељезо(III) оксиду варира, због чега је представљен формулом Фе₂О₃ .xХ₂О. Када почне трансфер електрона и иона успоставља се електрични круг. Ако се жељезо налази у електролитном медију (нпр. у сланој води) оксидација, односно корозија се убрзава.

Корозија алуминија

Алуминиј, као и неки други метали (нпр. титаниј), у контакту са зраком тренутно стварају танки слој/ филм оксида на својој површини, а процес се назива пасивација. Настали слој оксида је компактан и штити метал од даљње корозије. Овакви метали се употребљавају за израду одређених конструкција у којима је заштита од корозије јако битан фактор. Жељезов(III) оксид, за разлику од алуминијевог оксида, не ствара компактну превлаку и стога не штити жељезо од даљње корозије-оксидације. Из тог разлога жељезо кородира све док се потпуно не потроши.

Корозија племенитих метала

Племенити метали, као што су бакар и сребро, такођер полако временом кородирају. При стандардној температури и тлаку, под утјецајем воде и угљиковог диоксида (из зрака), на површини бакра се ствара зелено-плава патина бакров(II) карбонат. На сребрним новчићима или посуђу које је у контакту са храном која има висок садржај спојева сумпора (као нпр. јаја) долази до појаве црног слоја сребровог сулфида. Злато и платина су изразито отпорни на корозију. Да би дошло до њихове оксидације морају се изложити утјецају најјачих оксиданса, као што је златотопка (краљевска водица, аqуа региа).

Заштита од корозије

Појаве анодних подручја (локалитета) на површини метала доводе до нарушавања његове структуре. Два су приступа спрјечавању стварања анодних локалитета:

Заштита од корозије пресвлаком

Спрјечавање појаве анодних и катодних подручја на површини метала у пракси је немогуће. Један од начина заштите, укључује пресвлачење метала неким непроводним материјалом (изолатором) или бојом, чиме се спрјечава контакт метала и електролита. Да би се метал заштитио, непроводна превлака мора бити нанесена преко цијеле површине метала. Огреботине на заштитној пресвлаци омогућују контакт метала испод ње с корозивном околином, при чему долази до корозије метала. Други начин превенције корозије пресвлаком је тзв. пасивација. Одређени метал или легура, као нпр. жељезо или челик, пресвлачи се танким слојем коситра. Коситар брзо кородира стварајући танки филм оксида који спрјечава његову даљњу корозију, тј. пасивира га. Заштитни слој коситра спрјечава контакт метала и електролита те га на тај начин штити. Ако је слој коситра огребен, жељезо постаје анода и брзо кородира.

Анодна заштита метала

Уобичајени начин заштите металне конструкције представља повезивање метала са неким другим металом који се лакше оксидира. На тај начин, метал који се штити постаје катода, те долази до спрјечавања корозије. Метал који је спојен као анода с временом се троши и мора се мијењати. Примјер анодне заштите је заштита жељезног бродског трупа повезивањем са шипкама од цинка. Цинк се лакше оксидира од жељеза па се у овом случају понаша као анода, а жељезни труп као катода. Шипке од цинка се троше, па се морају периодично мијењати. За анодну заштиту се, осим цинка могу употребљавати и други метали као што је магнезиј, међутим цинк је најчешћи због релативно ниске цијене. Анодном заштитом се штите и цјевоводи, било да су под земљом или изнад земље. Шипка од магнезија или цинка се закопава поред цијеви и веже жицом за дио цијеви који је изнад земље. На овај начин цијев постаје катода, што онемогућава њену корозију. Анодне шипке се мијењају периодично.

Електролиза

Спонтане редокс реакције у обичној батерији (у нпр. Даниелловом чланку) дају електрицитет због разлике кемијских потенцијала катоде и аноде у електролиту. Но, за електролизу је потребан вањски извор електричне енергије, за индуцирање кемијске реакције, а наведени процес се одвија у електролитичкој ћелији.

Електролиза талине натријевог клорида

Талина натријевог клорида се може електролизирати, при чему настају елементарни натриј и елементарни клор. У индустрији се за наведени процес користи посебна ћелија, која се назива Доwнова ћелија. Ћелија је повезана с електричним извором струје, што омогућава гибање електрона од вањског извора напона до електролитичке ћелије.

У Доwновој ћелији се одвијају сљедеће реакције:

• Анода (оксидација): 2 Цл^– → Цл₂(г) + 2 е^–
• Катода (редукција): 2 На⁺(л) + 2 е^– → 2 На(л)
• Укупна реакција: 2 На⁺ + 2 Цл^–(л) → 2 На(л) + Цл₂(г)

Наведеним процесом се могу добити велике количине елементарног натрија и клора, те он има широку примјену у електролитичком пресвлачењу минерала и металуршкој индустрији.

Електромоторна сила (Е_МФ) наведеног процеса износи приближно −4 V што упућује на (врло) не-спонтан (присилан) процес. Да би се могла провести електролиза талине натријевог клорида, вањски извор струје мора осигурати потенцијал у минималном износу од 4 V. У случају да се жели убрзати наведена реакција, морају се осигурати веће вриједности потенцијала.

Електролиза воде

Примјеном вањског извора напона, процесом електролизе воде, вода се разлаже на водик (Х₂) и кисик (О₂). Вода не дисоцира спонтано на водик и кисик, будући да при стандардним увјетима Гиббсова слободна енергија наведеног процеса износи 474,4 кЈ/мол (ради се о ендотермном процесу). Из тог се разлога електролиза воде проводи у електролитичкој ћелији, која се састоји од двије инертне електроде (обично платинске) уроњене у воду, које служе као анода и катода у процесу електролизе. Електролиза почиње примјеном вањског извора напона између електрода у присуству електролита (нпр. натријевог клорида (ц = 0,1М) или сумпорне киселине (ц = 0,1М)) или довођењем изнимно велике количине напона (уколико се не користи електролит).

Развијање плинова узрокује настанак мјехурића, који се могу видјети око обје електроде. Сљедеће полуреакције описују горе наведене процесе:

• Анода (оксидација): 2 Х₂О(л) → О₂(г) + 4 Х⁺(аq) + 4 е^–
• Катода (редукција): 2 Х₂О(г) + 2 е^– → Х₂(г) + 2 ОХ^–(аq)
• Укупна реакција: 2 Х₂О(л) → 2 Х₂(г) + О₂(г)

Иако се у апарату могу користити јаке киселине, укупна количина киселине се не мијења тијеком електролизе. Наведена реакција се може одвијати на било којој водљивој електроди при довољно високим потенцијалима, но платина катализира настанак и водика и кисика, те омогућава примјену мањих напона (~2 V овисно о пХ).

Електролиза водених отопина

Електролиза водених медија подразумијева сличне процесе као у електролизи воде. Но, ради се о сложенијем процесу, јер се компоненте отопине морају анализирати преко полуреакција, неовисно о томе да ли се ради о процесу оксидације или редукције.

Електролиза отопине натријевог клорида

Присуство воде у отопини натријевог клорида, мора се анализирати с обзиром на процесе оксидације и редукције, који се одвијају на електродама. Обично електролизом воде настају плиновити кисик (на аноди) и водик (на катоди). Натријев клорид дисоцира у води на На⁺ и Цл^– ионе. Катион, који је позитивни ион, се може на катоди (-) редуцирати у елементарни натриј, а анион, негативни ион, се може на аноди (+) оксидирати у елементарни клор.

Сљедеће полуреакције приказују наведене процесе:

1. Катода: На⁺(аq) + е^– → На(с)     Е°_ред = –2,71 V

2. Анода: 2 Цл^–(аq) → Цл₂(г) + 2 е^–     Е°_ред = +1,36 V

3. Катода: 2 Х₂О(л) + 2 е^– → Х₂(г) + 2 ОХ^–(аq)    Е°_ред = –0,83 V

4. Анода: 2 Х₂О(л) → О₂(г) + 4 Х⁺(аq) + 4 е^–    Е°_ред = +1,23 V

Реакција 1 има најнегативнији стандардни редукцијски потенцијал, па је термодинамички најнеповољнија (не одвија се).

Успоредбом реакција 2 и 4, видљиво је да је повољнија реакција редукције клора. Будући да је редукција клора енергијски повољнији процес, очекивана реакција оксидације је оксидација воде при чему настају кисик и водикови иони. Успркос томе, експериментални подаци указују на настанак плиновитог клора, а не кисика.

Иако је почетна анализа точна, може се појавити утјецај пренапона (оверволтаге еффецт). Понекад је потребан додатни потенцијал, изнад напона предвиђеног за стандардни потенцијал ћелије (Е°_ћелије). То може ући у кинетичка, а не у термодинамичка разматрања. Доказано је да је енергија активације за клоридне ионе врло ниска, што упућује на лакше одвијање реакције оксидације клоридних иона у елеметарни клор. Поједностављено речено, иако је примјењени потенцијал довољан за одвијање реакције електролизе, брзина реакције је толико спора, да се процес не може завршити у разумном временском року, па се мора повећати вањски извор напона (пренапон).

На крају, реакција 3 је повољна и том реакцијом редукцијом воде настају ОХ^– иони.

Укупна реакција за електролизу водене отопине натријевог клорида у складу с горе наведеним разматрањима гласи:

• Анода (оксидација): 2 Цл^–(аq) → Цл₂(г) + 2 е^–
• Катода (редукција): 2 Х₂О(л) + 2 е^– → Х₂(г) + 2 ОХ^–(аq)
• Укупна реакција: 2 Х₂О + 2 Цл^–(аq) → Х₂(г) + Цл₂(г) + 2 ОХ^–(аq)

Укупна реакција показује да се концентрација клоридних иона смањује, док се концентрација ОХ^– иона повећава. Такођер настају и плиновити водик и клор, те водена отопина натријевог хидроксида.

Квантитативна електролиза и Фарадаyеви закони

Квантитативним аспектима електролизе се 1834. године бавио Мицхаел Фарадаy. Фарадаy је такођер дефинирао термине попут електролита, електролизе, те многе друге појмове тијеком рада на квантитативној анализи електрокемијских реакција. Он је такођер био заговорник 1. закона термодинамике, тј. закона о очувању енергије.

Први Фарадаyев закон

Фарадаy је проводио експерименте везане за електричну струју у не-спонтаним (присилним) процесима, те је закључио да је маса продуката излучених на електродама пропорционалана вриједности струје, која је пролазила кроз ћелију, дуљини временског интервала у којем је струја пролазила кроз сустав и моларној маси испитиване твари. Другим ријечима, количина твари која се излучи на свакој од електрода у електролитичкој ћелији директно је пропорционална количини електрицитета, који је прошао кроз ћелију.

Испод је поједностављена једнаџба првог Фарадаyевог закона:

$m\ =\ {1 \over 96485\ \mathrm {(C\cdot mol^{-1})} }\cdot {QM \over n}$

Гдје је:

м маса твари која се излучи на електродама (изражена у грамима),

Q укупна количина набоја, која је прошла кроз отопину (изражена у цоуломбима),

н набојни број иона у отопини (изражен у електронима по иону),

M моларна маса твари (изражена у грамима по молу).

Други Фарадаyев закон

Фарадаy је извео законе о електрокемијској електродепозицији метала из отопине 1857. Формулирао је други закон електролизе на сљедећи начин "тхе амоунтс оф бодиес wхицх аре еqуивалент то еацх отхер ин тхеир ординарy цхемицал ацтион хаве еqуал qуантитиес оф елецтрицитy натураллy ассоциатед wитх тхем." Другим ријечима, количине различитих елемената, које излучи једнака количина електрицитета су у омјеру њихових еквивалентних маса.

Важан аспект другог закона електролизе је електролитичко пресвлачење, које заједно с првим законом електролизе има значајну примјену у индустрији (нпр. за спријечавање корозије код метала).

Примјена електрокемије

Постоје различити врло важни електрокемијски процеси и у природи и у индустрији попут пресвлачења различитих предмета металима или металним оксидима (нпр. позлаћивање), те детекција алкохола у крви пијаних возача преко редокс реакције етанола. Генерирање кемијске енергије процесом фотосинтезе је такођер електрокемијски процес, као и производња метала попут алуминија и титана из њихових руда. Поједини мјерачи шећера у крви мјере количину глукозе у крви преко њеног редокс потенцијала. Живчани импулси у неуронима су базирани на струји, која настаје гибањем натријевих и калијевих иона унутар и изван станица, а одређене животиње попут јегуље могу генерирати високи напон из одређених станица, те на тај начин могу онеспособити пуно веће животиње.

Литературна врела

• Рицхард П. Оленицк, Том M. Апостол, Давид L. Гоодстеин Беyонд тхе мецханицал универсе: фром елецтрицитy то модерн пхyсицс, Цамбридге Университy Пресс (1986) ИСБН 0-521-30430-X, п. 160
• Р. Хеллборг Елецтростатиц аццелераторс: фундаменталс анд апплицатионс (2005) ИСБН 3-540-23983-9 п. 52
• Стевен Wеинберг Тхе дисцоверy оф субатомиц партицлес Цамбридге Университy Пресс (2003) ИСБН 0-521-82351-X, п. 15
• Ј. А. M. Блеекер, Јоханнес Геисс, M. Хубер Тхе центурy оф спаце сциенце, Волуме 1, Спрингер (2001) ИСБН 0-7923-7196-8 п. 227
• Јохн Роберт Норрис, Доуглас W. Риббонс Метходс ин мицробиологy, Волуме 6, Ацадемиц Пресс (1972) ИСБН 0-12-521546-0 п. 248
• Фредерицк Цоллиер Бакеwелл Елецтриц сциенце; итс хисторy, пхеномена, анд апплицатионс, Инграм, Цооке (1853) пп. 27–31
• Кеитх Јамес Лаидлер Тхе wорлд оф пхyсицал цхемистрy, Оxфорд Университy Пресс (1995) ИСБН 0-19-855919-4 пп. 219–220
• Тхе Неw Енцyцлопаедиа Британница: Мицропæдиа, Вол. 10 (1991) ИСБН 0-85229-529-4, п. 90
• Цхарлес Книгхт (ед.) Биограпхy: ор, Тхирд дивисион оф "Тхе Енглисх енцyцлопедиа", Волуме 2, Брадбурy, Еванс & Цо. (1867)
• Wиллиам Берксон Фиелдс оф форце: тхе девелопмент оф а wорлд виеw фром Фарадаy то Еинстеин, Роутледге (1974) ИСБН 0-7100-7626-6 пп. 34 фф
• Бриан Сцотт Баигрие Елецтрицитy анд магнетисм: а хисторицал перспецтиве, Греенwоод Публисхинг Гроуп (2007) ИСБН 0-313-33358-0 п. 73
• Нобел Лецтурес, п. 59
• Полмеар, I.Ј. (2006). "Продуцтион оф Алуминиум". Лигхт аллоyс фром традитионал аллоyс то наноцрyсталс. Оxфорд: Елсевиер/Буттерwортх-Хеинеманн. пп. 15–16. ИСБН 978-0-7506-6371-7.
• Нобел Лецтурес, п. 170
• Нобел Лецтурес, п. 363
• Нобел Лецтурес, п. 342
• Милликан, Роберт А. (1911). "Тхе Исолатион оф ан Ион, а Прецисион Меасуремент оф итс Цхарге, анд тхе Цоррецтион оф Стокес' Лаw". Пхyсицал Ревиеw 32 (2): 349–397. Бибцоде 1911ПхРвИ..32..349М. дои:10.1103/ПхyсРевСериесИ.32.349.
• Wиллиам L. Мастертон, Цециле Н. Хурлеy Цхемистрy: Принциплес анд Реацтионс, Ценгаге Леарнинг (2008) ИСБН 0-495-12671-3 п. 379
• Тхе Нобел Призе ин Цхемистрy 1948 Арне Тиселиус, нобелпризе.орг
• Тхе Интернатионал Социетy оф Елецтроцхемистрy
• Wиберг, пп. 215–216
• Сwаддле, пп. 308–314
• Wиберг, пп. 210–212
• Сwаддле, п. 316
• Давид Линден, Тхомас Б. Реддy (ед). Хандбоок Оф Баттериес 3рд Едитион. МцГраw-Хилл, Неw Yорк, 2002 ИСБН 0-07-135978-8, цхаптер 11, п. 11.1
• Еббинг, п. 847
• Сwаддле, пп. 317–318
• Еббинг, пп. 800–801
• Wиберг, пп. 235–239
• Еббинг, пп. 837–839
• Wиберг, п. 65
• Фарадаy, Мицхаел (1791–1867), Wолфрам Ресеарцх
• Еббинг, Даррелл D. анд Гаммон, Стевен D. Генерал Цхемистрy (2007) ИСБН 0-618-73879-7,
• Нобел Лецтурес ин Цхемистрy, Волуме 1, Wорлд Сциентифиц (1999) ИСБН 981-02-3405-8
• Сwаддле, Тхомас Wилсон Инорганиц цхемистрy: ан индустриал анд енвиронментал перспецтиве, Ацадемиц Пресс (1997) ИСБН 0-12-678550-3
• Wиберг, Егон; Wиберг, Нилс анд Холлеман, Арнолд Фредерицк Инорганиц цхемистрy, Ацадемиц Пресс (2001) ИСБН 0-12-352651-5

Вањске везе

Електрокемија на Wикимедијиној остави

• Елецтроцхемистрy на Пројекту Опен Дирецторy
• Алл абоут елецтроцхемистрy (онлине Референце Теxт фор Генерал Цхемистрy)
• Тхе Елецтроцхемицал Социетy
• Елецтроцхемицал Сциенце анд Тецхнологy Информатион Ресоурце (ЕСТИР) Архивирано 2013-09-06 на Wаyбацк Мацхине-у
• Интернатионал Социетy оф Елецтроцхемистрy (ИСЕ)