Samenvatting les 13 - Elektrochemie

Elektrochemie

1. Inleiding
● Elek. stroom I door zwak gebonden e- die door uitw elek. veld kunnen bewegen
○ Lading → C (Coulomb)
𝑑𝑄 𝐶
○ I= ⎡𝐴 = ⎤
𝑑𝑡 ⎣ 𝑠 ⎦
● Arbeid per getransporteerde lading = spanning E (in fysica U)
𝑑𝑊 𝐽
○ E= ⎡𝑉 = ⎤
𝑑𝑄 ⎣ 𝐶 ⎦
● Tss stroom en spanning → Ohmse relatie
○ E=R*I
● In H2O opls treedt elektrolytische geleiding op dr dissociatie v elektrolyten nr pos kationen
en neg anionen (nooit een vrij e- )
1) Galvanische cel (voltaïsche cel)
⇒ elektroche reactie = spontaan
⇒ geproduceerde elektronenstroom → arbeid
2) Elektrolytische cel
⇒ uitw elek. bron nodig (niet spontaan)
⇒ Kationen w nr kathode getransporteerd + w gereduceerd
⇒ Anionen w nr anode getransporteerd + w geoxideerdb

2. Galvanische cel (= batterij)
● Spontane reactie tot batterij in evenwicht is (evenwicht = geen spanning, E=0)
● Let op: ∆G (che potentiaal) = 0 (reactie in evenwicht) ⇒ ∆G = 0 (vr elektroche reactie, dan is batterij leeg)
● Vb zie pg 209

3. Standaard reductiepotentialen
● standaard reductiepotentialen = gekend + in TB
● Standaardreductiepotentiaal meer pos = toenemend oxiderend vermogen
● in TB staan elementen gerangschikt v sterkste reductantia (Li) nr sterkste oxidantia (F2)
● Opmerkingen
○ als E° = standaardreductiepotentiaal → -E° = standaard oxidatiepotentiaal
○ St. reductiepotentialen = intensieve grootheden
→ w NIET verm met stoichiometrische voorgetallen
→ hangen NIET af vd reductans/oxidans

4. Celpotentiaal en vrije energie
● Thermodynamica:
○ spontane reacties → afname in vrije energie ∆G
○ omgekeerde reacties → mogelijk dr continue uitoef v arbeid op sys
● Elektrochemie:
○ Arbeid w bep dr celpotentiaal (spanning) tss 2 polen ve cel
𝑑𝑊
E= ⇒ dW = EdQ ⇒ W = E * Q
𝑑𝑄
○ ∆G° = max W op reversibele wijze standaardvwrden bekomen w:
dG = EdQ, met dQ = # uitgewisselde ladingen per mol
⇒ dG = ∆G = E(n * F) ⇒ ∆G = nFE ⇒ ∆G° = nFE° (standaard
omstandigheden)