Elektrokjemi

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Hopp til navigering Hopp til søk
De engelske kjemikerne John Daniell og Michael Faraday, begge regnes i dag som elektrokjemiens grunnleggere.

Elektrokjemi er en gren innen fysikalsk kjemi som omhandler forholdene mellom elektrisk potensial, som et målbart og kvantitativt fenomen, og identifiserbar kjemisk endring, med enten elektrisk potensial som et resultat av en bestemt kjemisk endring, eller omvendt. Disse reaksjonene involverer elektroner som beveger seg mellom elektroder via en elektronisk ledende fase (vanligvis, men ikke nødvendigvis, en ekstern elektrisk krets som ved elektrolyseplating), atskilt av en ionisk ledende og elektronisk isolerende elektrolytt (eller ionisk specie i en løsning).

Når en kjemisk reaksjon utføres av en potensiell forskjell, som i elektrolyse, eller hvis elektrisk potensial skyldes en kjemisk reaksjon som i et batteri eller brenselcelle, kalles det en elektrokjemisk reaksjon. I motsetning til kjemiske reaksjoner, i elektrokjemiske reaksjoner, overføres elektroner (og nødvendigvis resulterende ioner) ikke direkte mellom molekyler, men via de nevnte elektroniske og ionisk ledende kretsene. Dette fenomenet er det som skiller en elektrokjemisk reaksjon fra en kjemisk reaksjon.

Historie[rediger | rediger kilde]

16. til 18. hundretallet[rediger | rediger kilde]

Den tyske fysikeren Otto von Guericke ved siden av sin elektriske generator mens han gjennomførte et eksperiment.

Forståelsen av elektriske forhold begynte i det 16. århundre. I løpet av dette århundret brukte den engelske forskeren William Gilbert 17 år på å eksperimentere med magnetisme og i mindre grad elektrisitet. For sitt arbeid med magneter ble Gilbert kjent som "Magnetismens far." Han oppdaget forskjellige metoder for å produsere og styrke magneter.[1]

I 1663 opprettet den tyske fysikeren Otto von Guericke den første elektriske generatoren, som produserte statisk elektrisitet ved å bruke friksjon i maskinen. Generatoren var laget av en stor svovelkule som var støpt inne i en glasskule, montert på en aksel. Kulen ble rotert ved hjelp av en sveiv, og en elektrisk gnist ble produsert når en pute ble gnidd mot kulen mens den roterte. Kloden kunne fjernes og brukes som kilde for eksperimenter med elektrisitet.[2]

Ved midten av 1700-tallet hadde den franske kjemikeren Charles François de Cisternay du Fay oppdaget to typer statisk elektrisitet, og lignende ladninger frastøter hverandre mens ulik ladning tiltrekker seg. Du Fay kunngjorde at elektrisitet besto av to væsker: "vitreous" (fra latin for "glass"), eller positiv, elektrisitet; og "resinous", eller negativ, elektrisitet. Dette var to-væske teorien om elektrisitet, som skulle motarbeides av Benjamin Franklins en-væske teori senere i århundret.[3]

Galvanisk eksperiment fra 1780-tallet på ett froskelår.

I 1785 utviklet Charles Augustin Coulomb loven om elektrostatisk tiltrekning som et utvekst av hans forsøk på å undersøke loven om elektriske frastøtinger som angitt av Joseph Priestley i England.[4]

Den italienske fysikeren Alessandro Volta viste sitt "batteri" til den franske keiseren Napoleon Bonaparte tidlig på 1800-tallet.

På slutten av 1700-tallet markerte den italienske legen og anatomisten Luigi Galvani elektrokjemiens fødsel ved å etablere en bro mellom kjemiske reaksjoner og elektrisitet i essayet "De Viribus Electricitatis in Motu Musculari Commentarius" (latin for kommentarer om effekten av elektrisitet på muskelbevegelse.) i 1791 hvor han foreslo en "nerveelektrisk substans" om biologiske livsformer.[5]

I essayet konkluderte Galvani med at dyrevev inneholdt en her og til forsømt medfødt, vital kraft, som han kalte "animalsk elektrisitet", som aktiverte nerver og muskler som varmet av metallprober. Han mente at denne nye kraften var en form for elektrisitet i tillegg til den "naturlige" formen som produseres av lyn eller av den elektriske ålen og elektriske skater, så vel som den "kunstige" formen produsert av friksjon (dvs. statisk elektrisitet).[6]

Galvanis vitenskapelige kolleger aksepterte generelt hans synspunkter, men Alessandro Volta avviste ideen om en "animal elektrisk væske", og svarte at froskbena reagerte på forskjeller i anløping, sammensetning og bulk.[5][6] Galvani tilbakeviste dette ved å oppnå muskuløs handling med to stykker av samme materiale.

1800-tallet[rediger | rediger kilde]

Sir Humphry Davys portrett på 1800-tallet.

I 1800 lyktes William Nicholson og Johann Wilhelm Ritter i å bryte ned vann til hydrogen og oksygen ved elektrolyse. Ritter oppdaget i ettertid Ritter prosessen med galvanisering. Han observerte også at mengden avleiret metall og mengden oksygen som ble produsert under en elektrolytisk prosess, var avhengig av avstanden mellom elektrodene.[7] I 1801 observerte Ritter termoelektriske strømmer og forventet oppdagelsen av termoelektrisitet av Thomas Johann Seebeck.[8]

På 1810-tallet gjorde William Hyde Wollaston forbedringer av den galvaniske cellen. Sir Humphry Davys arbeid med elektrolyse førte til den konklusjon at produksjonen av elektrisitet i enkle elektrolytiske celler var et resultat av kjemisk virkning, og at kjemisk kombinasjon fant sted mellom stoffer med motsatt ladning. Dette arbeidet førte direkte til isolasjonen av natrium og kalium fra forbindelsene deres og av jordalkalimetallene fra deres i 1808.[9]

Hans Christian Ørsteds oppdagelse av den magnetiske effekten av elektriske strømmer i 1820 ble umiddelbart anerkjent som et epoke-markerende fremskritt, selv om han overlot videre arbeid med elektromagnetisme til andre. André-Marie Ampère gjentok raskt Ørsteds eksperiment, og formulerte dem matematisk.[10]

I 1821 demonstrerte den estisk-tyske fysikeren Thomas Johann Seebeck det elektriske potensialet i krysspunktene til to forskjellige metaller når det er en varmeforskjell mellom leddene.[11]

I 1827 uttrykte den tyske forskeren Georg Ohm sin lov i denne berømte boken "Die galvanische Kette, mathematatisch bearbeitet" (Galvanisk krets undersøkt matematisk ) der han ga sin fullstendige teori om elektrisitet.[11]

I 1832 førte Michael Faradays eksperimenter ham til å uttale seg om de to lovene om elektrokjemi. I 1836 oppfant John Daniell en primærcelle som løste polarisasjonsproblemet ved å eliminere hydrogengassgenerering ved den positive elektroden. Senere resultater viste at legering av det sammenslåtte sinket med kvikksølv ville gi en høyere spenning.

Svensk kjemiker Svante Arrhenius

William Grove produserte den første brenselcellen i 1839. I 1846 utviklet Wilhelm Weber elektrodynamometeret. I 1868 patenterte Georges Leclanché en ny celle som til slutt ble forløperen til verdens første mye brukte batteri, sinkkarboncellen.

Svante Arrhenius publiserte sin avhandling i 1884 om Recherches sur la conductibilité galvanique des électrolytes (Undersøkelser av galvanisk ledningsevne til elektrolytter). Fra resultatene konkluderte forfatteren med at elektrolytter, når de er oppløst i vann, blir i varierende grad splittet eller dissosiert i elektrisk motsatte positive og negative ioner.[12]

I 1886 utviklet Paul Héroult og Charles M. Hall en effektiv metode (Hall-Héroult-prosessen) for å oppnå aluminium ved bruk av elektrolyse av smeltet aluminiumoksid.[13]

I 1894 avsluttet Friedrich Ostwald viktige studier av ledningsevne og elektrolytisk dissosiasjon av organiske syrer.[14]

Tysk forsker Walther Nernst portrett fra 1910-tallet.

Walther Hermann Nernst utviklet teorien om den elektromotoriske kraften til den voltaiske cellen i 1888. I 1889 viste han hvordan egenskapene til den produserte strømmen kunne brukes til å beregne den frie energiforandringen i den kjemiske reaksjonen som produserte strømmen. Han konstruerte en ligning, kjent som Nernst-ligningen, som relaterte spenningen til en celle til dens egenskaper.[15]

I 1898 viste Fritz Haber at bestemte reduksjonsprodukter kan skyldes elektrolytiske prosesser hvis potensialet ved katoden holdes konstant. I 1898 forklarte han reduksjonen av nitrobenzen i trinn ved katoden, og dette ble modellen for andre lignende reduksjonsprosesser.[16]

1900-tallet og nyere utvikling[rediger | rediger kilde]

I 1902 ble The Electrochemical Society (ECS) grunnlagt.[17]

I 1909 startet Robert Andrews Millikan en serie eksperimenter for å bestemme den elektriske ladningen som bæres av et enkelt elektron.[18]

I 1923 publiserte Johannes Nicolaus Brønsted og Martin Lowry i hovedsak den samme teorien om hvordan syrer og baser oppfører seg, ved hjelp av et elektrokjemisk grunnlag.[19]

I 1937 utviklet Arne Tiselius det første sofistikerte elektroforetiske apparatet. Noen år senere ble han tildelt Nobelprisen 1948 for sitt arbeid innen protein elektroforese.[20]

Et år senere, i 1949, ble International Society of Electrochemistry (ISE) grunnlagt.[21]

På 1960-70-tallet ble kvanteelektrokjemi utviklet av Revaz Dogonadze og hans elever.

21. århundre[rediger | rediger kilde]

I 2018, etter ti års forskning på elektrokjemiske optimaliseringsteknikker, ble Essam Elsahwi den første til å lykkes med å utføre in situ-karakterisering av elektrokjemiske stabler som opplevde høye industrielle kraftnivåer, ved hjelp av den kraftige teknikken for dielektrisk spektroskopi.[22]

Prinsipper[rediger | rediger kilde]

Oksidasjon og reduksjon[rediger | rediger kilde]

Utdypende artikkel: Redoksreaksjon

Uttrykket "redoks" står for reduksjon-oksidasjon. Det refererer til elektrokjemiske prosesser som involverer elektronoverføring til eller fra et molekyl eller ion som endrer oksidasjonstilstanden. Denne reaksjonen kan skje gjennom påføring av en ekstern spenning eller gjennom frigjøring av kjemisk energi. Oksidasjon og reduksjon beskriver endringen av oksidasjonstilstand som finner sted i atomene, ionene eller molekylene som er involvert i en elektrokjemisk reaksjon. Formelt er oksidasjonstilstand den hypotetiske ladningen som et atom ville ha hvis alle bindinger til atomer av forskjellige grunnstoffer var 100% ioniske. Et atom eller ion som gir opp et elektron til et annet atom eller ion, øker oksidasjonstilstanden, og mottakeren av det negativt ladede elektronet reduserer oksidasjonstilstanden.

For eksempel, når natrium reagerer med klor, natrium donerer ett elektron og oppnår en oksidasjonstilstand på +1. Klor aksepterer elektronet og oksidasjonstilstanden reduseres til -1. Tegn på oksidasjonstilstand (positiv / negativ) tilsvarer faktisk verdien av hvert ions elektroniske ladning. Attraksjonen til de forskjellige ladede natrium- og klorionene er grunnen til at de da danner en ionebinding.

Atomet eller molekylet som mister elektroner er kjent som reduksjonsmiddel, og stoffet som aksepterer elektronene kalles oksidasjonsmiddel. Dermed blir oksidasjonsmidlet alltid redusert i en reaksjon; reduksjonsmidlet oksideres alltid. Oksygen er et vanlig oksidasjonsmiddel, men ikke det eneste. Til tross for navnet trenger en oksidasjonsreaksjon ikke nødvendigvis å involvere oksygen. Faktisk kan en brann mates av et annet oksiderende stoff enn oksygen; fluorbranner kan ofte ikke slukkes, da fluor er en enda sterkere oksiderende middel (den har høyere elektronegativitet og aksepterer dermed elektroner enda bedre) enn oksygen.

For reaksjoner som involverer oksygen, innebærer gevinsten av oksygen oksidasjon av atomet eller molekylet som oksygenet tilsettes (og oksygenet reduseres). I organiske forbindelser, som butan eller etanol, innebærer tapet av hydrogen oksidasjon av molekylet som det går tapt fra (og hydrogenet reduseres). Dette følger fordi hydrogenet donerer elektronet i kovalente bindinger med ikke-metaller, men det tar elektronet når det går tapt. Omvendt innebærer tap av oksygen eller gevinst av hydrogen at en reduksjon har skjedd.

Elektrokjemiske celler[rediger | rediger kilde]

Utdypende artikkel: Elektrokjemisk celle

En elektrokjemisk celle er en enhet som produserer en elektrisk strøm fra energi som frigjøres ved en spontan redoksreaksjon, dette kan skyldes elektrisitet. Denne typen celle inkluderer galvanisk celle eller voltaisk celle, oppkalt etter Luigi Galvani og Alessandro Volta, begge forskere som gjennomførte flere eksperimenter med kjemiske reaksjoner og elektrisk strøm i slutten av 1700-tallet.

Elektrokjemiske celler har to ledende elektroder (anoden og katoden). Anoden er definert som elektroden der oksidasjon oppstår, og katoden er elektroden der reduksjonen finner sted. Elektroder kan være laget av alle tilstrekkelig ledende materialer, slik som metaller, halvledere, grafitt og til og med ledende polymerer. Mellom disse elektrodene er elektrolytten, som inneholder ioner som kan bevege seg fritt.

Den galvaniske cellen bruker to forskjellige metallelektroder, hver i en elektrolytt der de positivt ladede ionene er den oksyderte formen til elektrodemetallet. Den ene elektroden vil gjennomgå oksidasjon (anoden) og den andre vil gjennomgå reduksjon (katoden). Metoden til anoden vil oksidere, gå fra en oksidasjonstilstand på 0 (i fast form) til en positiv oksidasjonstilstand og bli et ion. Ved katoden vil metallionet i oppløsningen akseptere ett eller flere elektroner fra katoden, og ionens oksidasjonstilstand blir redusert til 0. Dette danner et solid metall som galvaniseres på katoden. De to elektrodene må være elektrisk koblet til hverandre, slik at det kan strømme elektroner som forlater metoden til anoden og strømme gjennom denne forbindelsen til ionene på overflaten av katoden. Denne strømmen av elektroner er en elektrisk strøm som kan brukes til å gjøre arbeid, for eksempel å slå en motor eller drive et lys.

En galvanisk celle hvis elektroder er sink og kobber nedsenket i henholdsvis sinksulfat og kobbersulfat, er kjent som en Daniell-celle.[23]

Se også[rediger | rediger kilde]

Referanser[rediger | rediger kilde]

  1. ^ Olenick, Richard P. (1986). Beyond the mechanical universe : from electricity to modern physics. Cambridge [Cambridgeshire]: Cambridge University Press. s. 160. ISBN 0-521-30430-X. OCLC 14002070. 
  2. ^ Electrostatic accelerators : fundamentals and applications. Berlin: Springer. 2005. s. 52. ISBN 978-3-540-27095-9. OCLC 209864913. 
  3. ^ Weinberg, Steven (2003). The discovery of subatomic particles (Rev. ed utg.). Cambridge, UK: Cambridge University Press. s. 15. ISBN 0-521-82351-X. OCLC 52286554. 
  4. ^ The century of space science. Dordrecht: Kluwer Academic Publishers. 2001. s. 227. ISBN 0-7923-7196-8. OCLC 59364591. 
  5. ^ a b Methods in microbiology. Volume 6B. London: Academic Press. 1972. s. 248. ISBN 978-0-08-086034-3. OCLC 646757113. 
  6. ^ a b Frederick Collier Bakewell (1853). Electric Science Its History, Phenomena, and Applications (English). Ingram, Cooke. s. 27–31. 
  7. ^ Laidler, Keith J. (1993). The world of physical chemistry. Oxford: Oxford University Press. s. 219–220. ISBN 0-19-855597-0. OCLC 27034547. 
  8. ^ The New Encyclopædia Britannica. (15th ed utg.). Chicago, Ill.: Encyclopædia Britannica. 1991. s. 90. ISBN 0-85229-529-4. OCLC 23169268. 
  9. ^ Knight, Charles (1867). Biography: Or, Third Division of "The English Encyclopedia" (engelsk). Bradbury, Evans & Company. 
  10. ^ Berkson, William (1974). Fields of force; the development of a world view from Faraday to Einstein. London,: Routledge and K. Paul. s. 34. ISBN 0-7100-7626-6. OCLC 969840. 
  11. ^ a b Baigrie, Brian S. (2007). Electricity and magnetism : a historical perspective. Westport, Conn.: Greenwood Press. s. 73. ISBN 0-313-33358-0. OCLC 71164020. 
  12. ^ Chemistry. Singapore: World Scientific, published for the Nobel Foundation. 1992. s. 59. ISBN 981-02-3405-8. OCLC 27866849. 
  13. ^ Polmear, I. J. (2006). Light alloys : from traditional alloys to nanocrystals (4th ed utg.). Oxford: Elsevier/Butterworth-Heinemann. s. 15–16. ISBN 0-08-049610-5. OCLC 441791111. 
  14. ^ Chemistry. Singapore: World Scientific, published for the Nobel Foundation. 1992. s. 170. ISBN 981-02-3405-8. OCLC 27866849. 
  15. ^ Chemistry. Singapore: World Scientific, published for the Nobel Foundation. 1992. s. 363. ISBN 981-02-3405-8. OCLC 27866849. 
  16. ^ Chemistry. Singapore: World Scientific, published for the Nobel Foundation. 1992. s. 342. ISBN 981-02-3405-8. OCLC 27866849. 
  17. ^ «ECS History Center». 
  18. ^ Millikan, R. A. (April 1911). «The Isolation of an Ion, a Precision Measurement of its Charge, and the Correction of Stokes's Law». Physical Review (Series I). 4 (engelsk). 32: 349–397. ISSN 1536-6065. doi:10.1103/PhysRevSeriesI.32.349. Besøkt 9. mai 2021. 
  19. ^ Masterton, William L. (2009). Chemistry : principles and reactions (6th ed utg.). Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Learning. s. 379. ISBN 978-0-495-12671-3. OCLC 170956627. 
  20. ^ «The Nobel Prize in Chemistry 1948». NobelPrize.org (engelsk). Besøkt 9. mai 2021. 
  21. ^ «The International Society of Electrochemistry». Arkivert fra originalen . 
  22. ^ «Pulsenics». www.pulsenics.com. Besøkt 9. mai 2021. 
  23. ^ Wiberg, Egon (2001). Inorganic chemistry (1st English ed. utg.). San Diego: Academic Press. s. 215–216. ISBN 0-12-352651-5. OCLC 48056955. 

Eksterne lenker[rediger | rediger kilde]

kjemistubbDenne kjemirelaterte artikkelen er foreløpig kort eller mangelfull, og du kan hjelpe Wikipedia ved å utvide den.