Elektrokimya — Vikipediya

Elektrokimya — elektrolitlərin elektrik cərəyanını keçirməsi proseslərini, hərəkətli ionları olan bərk və maye cisimlərin həcm, səth xassələrini tədqiq edən Fiziki kimyanın bölməsidir.^[1] Bu elm XIX əsrin əvvəlində ilk uzunmüddətli təsir edən sabit elektrik cərəyanı mənbəyi yaradılarkən meydana gəlmişdir. Lakin elektrokimyanın həqiqi nəzəri əsası XIX əsrin 80-ci illərində meydana gəlmiş elektrolitik dissosiasiya nəzəriyyəsi oldu. Cərəyanın kimyəvi mənbələrində elektrik hərəkət qüvvəsi (qısa adı: e.h.q.) maddələrin kimyəvi qarşılıqlı təsiri zamanı yaranır. Cərəyanın ilk kimyəvi mənbələri sərbəst halda bir sıra kimyəvi elementlərin (natrium, kalium, kalsium və s.) kəşfinə və alınmasına kömək etdi. Sonralar aydınlaşdı ki, elektrik cərəyanının köməyi ilə nəinki yalnız bəsit, həm də mürəkkəb maddələri kimyəvi reaksiyanın sürətini geniş intervalda dəyişməklə fasiləsiz almaq olar.

Tarixi[redaktə | mənbəni redaktə et]

XVI əsr[redaktə | mənbəni redaktə et]

XVI əsrdə elektrikin yavaş-yavaş başa düşülməyə başlandığı əsr olmuşdur. Bu əsrdə, İngilis alimi Uilyam Cilbert 17 il boyunca maqnit və elektrik üzərinə çalışmış və bu işləri ona "Maqnetizmanın atası" ünvanını qazandırmışdır. Cilbert, maqnitlərin istehsalı və gücləndirilməsi üzərinə fərqli metodlar kəşf etmişdir.^[2] 1663-cü ildə Alman fizikaçı Otto fon Qerike,^[3] sürtünmə qüvvəsi üzərində çalışaraq statik elektrik çıxaran ilk elektrik generatorunu inkişaf etdirdi.^[4]

XVIII əsr[redaktə | mənbəni redaktə et]

1700-cü illərin ortalarında, Fransız kimyaçı Şarl Fransua Düfe eyni yüklərin bir-birini ittiyi, zidd yüklərin bir-birini çəkdiyi iki növ fərqli statik elektrikin varlığını kəşf etdi.

Şarl Kulon yüklənmiş cisimlərin, həm də maqnitlərin qütblərinin qarşılıqlı təsirini öyrənmiş, sürtünmə qüvvələrini tədqiq etmişdir. 1785-ci ildə isə Şarl Kulon "Kulon qanununu" kəşf edir.^[5] İtalyan həkimi və anatomiya mütəxəssisi Luici Qalvani 1791-ci ildə yazdığı əsərində (lat. "De Viribus Electricitatis in Motu Muscular Commentarius"; azərb. Elektrikin əzələ hərəkətlərinə təsiri üzərinə şərhlər‎) kimyəvi reaksiyalar və elektrik arasında bir körpü quraraq Elektrokimyanın yaradılışını etdi.

1800-cü ildə İngilis kimyaçıları Uilyam Nikolson və Yohan Ritter suyu elektroliz yoluyla hidrogen ve oksigenə ayırmağı bacardılar.

XIX əsr[redaktə | mənbəni redaktə et]

1810-cu ildə Uilyam Hid Uollaston, qalvanik pili daha da inkişaf etdirilmişdir. Hampri Devinin elektroliz üzerine etdiyi çalışmalar, bəsit elektrolitik hüceyrələrdə hazırlanan elektrikin yüklü maddələr arasındaki kimyəvi reaksiyanın ve kimyəvi bağlanmanın bir faktı olduğunu göstərdi.

1820-ci ildə Hans Ersted elektrik axımının maqnitik effektisini kəşf etdi. Andre Mari Amper Erstedin çalışmalarını təkrarladı və riyazi düsturunu kəşf etdi. 1821-ci ildə eston əsilli alman fiziki Tomas Yohann Sibek iki fərqli metalin yerlərində istilik fərqi olduğunda, elektrikləşdirilmiş bir potensial yarandığını göstərdi.

Alman alimi Georq Om^[6] 1827-ci ildə nəşr etdiyi kitabı "Die galvanische Kette, mathematisch bearbeitet" (Latınca:Qalvanik dövrənin riyazi incələnməsi) günümüzdə öz adıyla bilinən "Om qanunu"nu açıqladı. Maykl Faradey^[7] gərçəkləşdirdiyi elektrokimya çalışmalarını 1832-ci ildə məşhur iki qanunu ilə açıqladı. 1836-cı ildə Con Deniel elektrik hazırlanarkən hidrogen çıxarmayan elementi kəşf edir.^[8]

1800-cü illər İngilis kimyaçıları Uilyam Nikolson və Yohann Ritter suyu elektroliz yolu ilə hidrogen və oksigenə etməyi bacardılar. Qısa müddət sonra Ritter, elektro-örtmə prosesini kəşf etdi və elektrolitik bir prosesdə örtülən metal ilə çıxarılan oksigen miqdarının elektrodlar arasındakı məsafəyə bağlı olduğunu müşahidə etdi.^[9]

1810-cu ildə Uilyam Hid Uollaston^[10] qalvanik batareyanı daha da inkişaf etdirdi. Hampri Devinin elektroliz üzərinə etdiyi işlər, sadə elektrolitik hüceyrələrdə çıxarılan elektrikin zidd yüklü maddələr arasındakı kimyəvi reaksiyanın və kimyəvi bağlanmanın bir nəticəsi olduğunu göstərdi.

Uilyam Qrov ilk yanacaq elementini 1839-cu ildə çıxardı. 1846-cı ildə Vilhelm Veber elektro-dinamometri icad edir. 1866-cı ildə Corc Leslanş indiki vaxtda bütün dünyada məşhur olaraq istifadə edilən Sink-karbon pilətəsinin ilk qabaqcılı qəbul edilə biləcək elementinin patentini (ixtiraçıya ixtirasına görə təqdim olunan sənəd) aldı.^[11]

Svante Arrenius 1884-cü ildə nümayiş etdiyi "Recherches sur la conductibilité galvanique des électrolytes" (Latınca:Elektrolitlərin qalvanik keçiriciliyi üzərinə araşdırmalar) adlı əsərinin nəticələrinə görə, elektrolitləri su içində olduqdae, dəyişən dərəcələrdə və elektrik olaraq zidd yüklü ionlara ayrılırlar. 1886-cı ildə Pol Eru və Çarlz Martin Holl, Maykl Faradeyin təyin prinsiplərdən faydalanaraq alüminium sintezinə istiqamətli müvəffəqiyyətli bir metod inkişaf etdirdilər.

1894-cü ildə Fridrix Ostvald orqanik turşularının elektrik keçiriciliyi və elektrolitik parçalanması üzərinə etdiyi işlərini tamamladı. Valter Hermann Nernst 1888-ci ildə axını çıxaran kimyəvi reaksiyanın sərbəst enerjisinin necə hesablanacağını açıqlayan və indiki vaxtda Nernst tənliyi olaraq bilinən bərabərliyi meydana gətirdi. 1898-ci ildə Frits Haber, elektrolitik prosesləri Katot potensialı sabit olduqda müəyyən reduksiya məhsullarının meydana gələ biləcəyini göstərdi.

XX əsr[redaktə | mənbəni redaktə et]

• 1902-ci il: "Elektrokimya Cəmiyyəti" yaradıldı.^[12]
• 1949-cu il: "Beynəlxalq Elektrokimya Cəmiyyəti" yaradıldı.^[13]
• 1959-cu il: Yaroslav Qeyerovskiy polyaroqrafiyanı ixtira etdiyinə görə Nobel mükafatı alır.^[14][15]

Elektrik cərəyanı[redaktə | mənbəni redaktə et]

Əsas məqalə: Elektrik cərəyanı

Elektrik cərəyanı – yüklü zərrəciklərin nizamlı (istiqamətlənmiş) hərəkətinə deyilir. Elektrik cərəyanının mövcud olması üçün zəruri şərtlər aşağıdakılardır:

1. yüklü zərrəciklər
2. elektrik sahəsi
3. naqilin uclarında potensiallar fərqi Elektrik cərəyanının aşağıdakı təsirləri vardır:
4. istilik təsiri (ifratkeçiricilərdə istilik ayrılmır);
5. kimyəvi təsir (ancaq elektrolitlərdə müşahidə olunur);
6. maqnit təsirləri (bütün naqillərdə müşahidə olunur). Elektrotlardan cərəyan keçirirlər. Bu zaman eletrolitdə baş verən hadisəni məhz kimyanın "Elektrokimya" bölməsi öyrənir.

Elektrolit[redaktə | mənbəni redaktə et]

Əsas məqalə: Elektrolitlər

Elektrolitlər — həll etdikdə və ya əritdikdə elektrik cərəyanını keçirən maddələrdir. Ondakı gedən prosesləri "Elektrokimya" bölməsi öyrənir. Suda məhlulları və ya ərintiləri elektrik cərəyanını keçirməyən maddələr qeyri-elektrolitlər adlanır. Elektrik cərəyanı verildikdə müsbət və mənfi yüklərin hərəkəti baş verir, onlar özünü birinci növ keçirici olan hərəkət edən elektron qazına oxşadır.

Elektrolitlər yalnız məhlulda, onlardan bir neçəsi isə əritdikdə elektrik cərəyanını keçirir. Kristallik (bərk) halda onlar elektrik cərəyanını çox pis keçirir və ya heç keçirmir. Tipik elektrolitlərə misal olaraq natrium-xloridi göstərmək olar.

Elektrolitlərə turşular, əsaslar və duzlar aiddir. Suda həll edən zaman onlar ionlarına dissosiasiya edir. İonların əmələ gəlməsi qeyri-elektrolitlərlə müqayisədə elektrolitlərin xüsusi xassəyə malik olmasını göstərir.

Elektroliz[redaktə | mənbəni redaktə et]

Əsas məqalə: Elektroliz

Elektroliz — elektrik cərəyanından keçdikdən sonra elektrodlarda ikinci reaksiyalardan yaranan həll olunmuş maddələrin ayrılmasını təmin edən fiziki-kimyəvi prosesdir. Elektrik mənbənin olmasını tələb edir. Elektroliz elektrolitdən elektrik cərəyanı keçən zaman elektrodlar üzərində maddə toplanmasına deyilir. Elektrolit elektrik cərəyanı keçirən duz, turşu və qələvi məhluluna deyilir. Elektrolitik dissosiasiya suda neytral molekulların parçalanması zamanı mənfi və müsbət ionların əmələ gəlməsinə deyilir.

Batareyalarda elektroliz[redaktə | mənbəni redaktə et]

Quru Batareya[redaktə | mənbəni redaktə et]

${\displaystyle Anod:Zn(s)\rightarrow Zn^{2+}(aq)+2e^{-}\,}$

${\displaystyle Katod:2NH_{4}^{+}(aq)+2MnO_{2}(s)+2e^{-}\rightarrow Mn_{2}O_{3}(s)+2NH_{3}(aq)+H_{2}O(l)\,}$

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya:}}Zn(s)+2NH_{4}^{+}(aq)+2MnO_{2}(s)\rightarrow Zn^{2+}(aq)+Mn_{2}O_{3}(s)+2NH_{3}(aq)+H_{2}O(l)\,}$

Civəli Batareya[redaktə | mənbəni redaktə et]

${\displaystyle Anod:Zn(Hg)+2OH^{-}(aq)\rightarrow ZnO(s)+H_{2}O(l)+2e^{-}\,}$

${\displaystyle Katod:HgO(s)+H_{2}O(l)+2e^{-}\rightarrow Hg(l)+2OH^{-}(aq)\,}$

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya:}}Zn(Hg)+HgO(s)\rightarrow ZnO(s)+Hg(l)\,}$

Qurğuşun Batareyası[redaktə | mənbəni redaktə et]

${\displaystyle Anod:Pb(s)+SO_{4}^{2-}(aq)\rightarrow PbSO_{4}(s)+2e^{-}\,}$

${\displaystyle Katod:PbO_{2}(s)+4H^{+}(aq)+SO_{4}^{2-}(aq)+2e^{-}\rightarrow PbSO_{4}(s)+2H_{2}O(l)\,}$

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya:}}Pb(s)+PbO_{2}(s)+4H^{+}(aq)+2SO_{4}^{2-}(aq)\rightarrow 2PbSO_{4}(s)+2H_{2}O(l)}$

Yanacaq Batareyası[redaktə | mənbəni redaktə et]

${\displaystyle Anod:2H_{2}(g)+4OH^{-}(aq)\rightarrow 4H_{2}O(l)+4e^{-}\,}$

${\displaystyle Katod:O_{2}(g)+2H_{2}O(l)+4e^{-}\rightarrow 4OH^{-}(aq)\,}$

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya:}}2H_{2}(g)+O_{2}(g)\rightarrow 2H_{2}O(l)\,}$

Faradeyin Elektroliz qanunları[redaktə | mənbəni redaktə et]

Birinci qanun[redaktə | mənbəni redaktə et]

${\displaystyle m=m_{i}N_{i}\,\!}$ (1)

${\displaystyle m_{i}={\frac {\mu }{N_{A}}}}$ (2)

${\displaystyle N_{i}={\frac {\Delta q}{q_{i}}}}$ (3)

${\displaystyle \Delta q=I\Delta t\,\!}$ (4)

${\displaystyle q_{i}=ez\,\!}$ (5)

${\displaystyle m={\frac {\mu }{zeN_{A}}}I\Delta t}$

${\displaystyle m={\frac {\mu }{zF}}I\Delta t}$

${\displaystyle ~F=eN_{A}}$

${\displaystyle k={\frac {\mu }{Fz}}}$

${\displaystyle m=kI\Delta t\,\!}$ (Faradeyin birinci qanunu)

İkinci qanun[redaktə | mənbəni redaktə et]

${\displaystyle ~m={\frac {M{\cdot }I{\cdot }{\Delta }t}{n{\cdot }F}}}$

Oksidləşmə-reduksiya[redaktə | mənbəni redaktə et]

Əsas məqalə: Oksidləşmə-reduksiya reaksiyaları

Oksidləşmə-reduksiya reaksiyaları — atomların oksidləşmə dərəcəsinin dəyişməsi ilə gedən reaksiyalara deyilir. Oksidləşdiricidə elektron alınır, reduksiyaedicidə elektron itirilir. Atomlarda oksidləşmə dərəcəsinin dəyişməsi elektronların bir atomdan digərinə keçməsi nəticəsində baş verir. Oksidləşmə zamanı elementin oksidləşmə dərəcəsi artır. Oksidləşmə və reduksiya prosesləri vahid bir prosesin iki hissəsidir. Yəni reduksiya olmadan oksidləşmə və ya əksinə, oksidləşmə olmadan reduksiya gedə bilməz. Qarşılıqlı kimyəvi təsir zamanı elektron qəbul edən maddələr oksidləşdiricilər, əksinə, elektron verən maddələr isə reduksiyaedicilər adlanır.

Turş mühit[redaktə | mənbəni redaktə et]

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya: }}{\mbox{Mn}}^{2+}(aq)+{\mbox{NaBiO}}_{3}(s)\rightarrow {\mbox{Bi}}^{3+}(aq)+{\mbox{MnO}}_{4}^{-}(aq)\,}$

${\displaystyle {\mbox{Oksidleşme: }}{\mbox{4H}}_{2}{\mbox{O}}(l)+{\mbox{Mn}}^{2+}(aq)\rightarrow {\mbox{MnO}}_{4}^{-}(aq)+{\mbox{8H}}^{+}(aq)+{\mbox{5e}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Reduksiya: }}{\mbox{2e}}^{-}+{\mbox{6H}}^{+}(aq)+{\mbox{BiO}}_{3}^{-}(s)\rightarrow {\mbox{Bi}}^{3+}(aq)+{\mbox{3H}}_{2}{\mbox{O}}(l)\,}$

Nəhayət, bu reaksiya digər reaksiyadakı elektronlarla tutuşdurularaq yazılır:

${\displaystyle {\mbox{Oksidleşme: }}{\mbox{8H}}_{2}{\mbox{O}}(l)+{\mbox{2Mn}}^{2+}(aq)\rightarrow {\mbox{2MnO}}_{4}^{-}(aq)+{\mbox{16H}}^{+}(aq)+{\mbox{10e}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Reduksiya: }}{\mbox{10e}}^{-}+{\mbox{30H}}^{+}(aq)+{\mbox{5BiO}}_{3}^{-}(s)\rightarrow {\mbox{5Bi}}^{3+}(aq)+{\mbox{15H}}_{2}{\mbox{O}}(l)\,}$

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya: }}{\mbox{14H}}^{+}(aq)+{\mbox{2Mn}}^{2+}(aq)+{\mbox{5NaBiO}}_{3}(s)\rightarrow {\mbox{7H}}_{2}{\mbox{O}}(l)+{\mbox{2MnO}}_{4}^{-}(aq)+{\mbox{5Bi}}^{3+}(aq)+{\mbox{5Na}}^{+}(aq)\,}$

Qələvi mühit[redaktə | mənbəni redaktə et]

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya: }}{\mbox{KMnO}}_{4}+{\mbox{Na}}_{2}{\mbox{SO}}_{3}+{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}\rightarrow {\mbox{MnO}}_{2}+{\mbox{Na}}_{2}{\mbox{SO}}_{4}+{\mbox{KOH}}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Oksidleşme: }}{\mbox{2OH}}^{-}+{\mbox{SO}}_{3}^{2-}\rightarrow {\mbox{SO}}_{4}^{2-}+{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}+{\mbox{2e}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Reduksiya: }}{\mbox{3e}}^{-}+{\mbox{2H}}_{2}{\mbox{O}}+{\mbox{MnO}}_{4}^{-}\rightarrow {\mbox{MnO}}_{2}+{\mbox{4OH}}^{-}\,}$

Nəhayət, bu reaksiya digər reaksiyadakı elektronlarla tutuşdurularaq yazılır:

${\displaystyle {\mbox{Oksidleşme: }}{\mbox{6e}}^{-}+{\mbox{4H}}_{2}{\mbox{O}}+{\mbox{2MnO}}_{4}^{-}\rightarrow {\mbox{2MnO}}_{2}+{\mbox{8OH}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Reduksiya: }}{\mbox{6OH}}^{-}+{\mbox{3SO}}_{3}^{2-}\rightarrow {\mbox{3SO}}_{4}^{2-}+{\mbox{3H}}_{2}{\mbox{O}}+{\mbox{6e}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya: }}{\mbox{2KMnO}}_{4}+{\mbox{3Na}}_{2}{\mbox{SO}}_{3}+{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}\rightarrow {\mbox{2MnO}}_{2}+{\mbox{3Na}}_{2}{\mbox{SO}}_{4}+{\mbox{2KOH}}\,}$

Neytral mühit[redaktə | mənbəni redaktə et]

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya: }}{\mbox{C}}_{3}{\mbox{H}}_{8}+{\mbox{O}}_{2}\rightarrow {\mbox{CO}}_{2}+{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Reduksiya: }}{\mbox{4H}}^{+}+{\mbox{O}}_{2}+{\mbox{4e}}^{-}\rightarrow {\mbox{2H}}_{2}{\mbox{O}}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Oksidleşme: }}{\mbox{6H}}_{2}{\mbox{O}}+{\mbox{C}}_{3}{\mbox{H}}_{8}\rightarrow {\mbox{3CO}}_{2}+{\mbox{20e}}^{-}+{\mbox{20H}}^{+}\,}$

Nəhayət, bu reaksiya digər reaksiyadakı elektronlarla tutuşdurularaq yazılır:

${\displaystyle {\mbox{Oksidleşme: }}{\mbox{20H}}^{+}+{\mbox{5O}}_{2}+{\mbox{20e}}^{-}\rightarrow {\mbox{10H}}_{2}{\mbox{O}}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Reduksiya: }}{\mbox{6H}}_{2}{\mbox{O}}+{\mbox{C}}_{3}{\mbox{H}}_{8}\rightarrow {\mbox{3CO}}_{2}+{\mbox{20e}}^{-}+{\mbox{20H}}^{+}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya: }}{\mbox{C}}_{3}{\mbox{H}}_{8}+{\mbox{5O}}_{2}\rightarrow {\mbox{3CO}}_{2}+{\mbox{4H}}_{2}{\mbox{O}}\,}$

Elektrik xanası[redaktə | mənbəni redaktə et]

Elektrik xanası — Elektrolit dövrəsinə qoşulan 2 mənbə elektroddan ibarət olan elektrokimyəvi reaksiyaları təmin edən elektrokimyəvi mexanizmdir. Elektrolizdə istifadə olunur. İlk dəfə bu qurğu XVIII əsrdə Luici Qalvani və Alessandro Volta tərəfindən ixtira eidlmişdir. Qurğudan fiziki modelləşdirmədə istifadə edilir. Çox vaxtı bu qurğu ilə elektrod hadisələri öyrənilir. Elektrod 2 cür olur: Katod və Anod.

${\displaystyle {\mbox{Anod: }}{\mbox{Zn}}(s)\rightarrow {\mbox{Zn}}^{2+}(aq)+{\mbox{2e}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Katod: }}{\mbox{Cu}}^{2+}(aq)+{\mbox{2e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Cu}}(s)\,}$

${\displaystyle {\mbox{Ümumi reaksiya: }}{\mbox{Zn}}(s)+{\mbox{Cu}}^{2+}(aq)\rightarrow {\mbox{Cu}}(s)+{\mbox{Zn}}^{2+}(aq)\,}$

Elektrokimyəvi element[redaktə | mənbəni redaktə et]

Bir elektrokimyasal helement, özbaşına inkişaf edən bir oksidləşmə-reduksiya reaksiyasını ortaya çıxardığı enerjidən elektrik cərəyanı çıxara bilən bir cihazdır. Bu cür bir element Luici Qalvani və Alessandro Voltaya ithafen Qalvanik hüceyrə və ya Voltanik hüceyrə olaraq da bilinir. Hər iki elm adamı XVIII əsrin sonlarında kimyəvi reaksiyalar və elektrik cərəyanı ilə əlaqədar bir çox təcrübə etmişlər. Qalvanik elementdə Anod oksidləşdiricinin, Katod isə reduksiyaedicinin reallaşdığı elektrod olaraq təyin olunar.

Qalvanik elementdəki metallar fərqli yarı-hüceyrə reaksiyalara görə çözündüğü üçün fərqli həll olma sürətlərinə sahibdirlər və bu da hər metal ilə elektrolit arasında fərqli elektrod potensialı meydana gəlməsinə səbəb olar. Əgər iki metal arasında elektrik bir əlaqə (məsələn, bir tellə) əldə edilsə, metallar arasında elektrik axışı reallaşar.

Elektrodlar sink və mis olan və sırasıyla sink sulfat və mis sulfat məhlullarında bir elektrokimysal hüceyrə Daniel elementi olaraq bilinir.

${\displaystyle {\mbox{Sink (Anod): }}{\mbox{Zn}}(s)\rightarrow {\mbox{Zn}}^{2+}(aq)+{\mbox{2e}}^{-}\,}$

${\displaystyle {\mbox{Mis (Katod): }}{\mbox{Cu}}^{2+}(aq)+{\mbox{2e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Cu}}(s)\,}$

Anod ayrılışında müsbət yüklərin yığılmasını öncələmək üçün, duz körpüsü adı verilən və bir elektrolit ilə doldurulmuş bir U-tübü tərs çevrilərək elementi yerləşdirilir. Beləcə, ionların axışı və elektrik cərəyanı istehsalı təmin edilmiş olur.

Bir voltmetr vasitəsilə Anod və Katod arasındakı potensial ölçülə bilər. Elektrokimyəvi elementi potensialı eyni zamanda elektromotor qüvvət və ya EHM (Elektrik Hərəkət Qüvvəsi) olaraq da adlandırılar. Elektronların elektrokimyəvi elementdə izlədiyi yolu ifadə etmək məqsədiylə bir hüceyrə diaqramı çəkilər. Məsələn, Daniel elementiüçün hüceyrə diaqramı bu şəkildədir:

${\displaystyle {\mbox{Zn}}(s)|{\mbox{Zn}}^{2+}(1M)||{\mbox{Cu}}^{2+}(1M)|{\mbox{Cu}}(s)\,}$

Əvvəl, anodda oksidləşən metalın (Zn) reduksiyalanmış forması yazılır. Bu forma oksidləşmiş formasında (Zn-oksidləşmə dərəcəsi:2+), fazalar arasındakı sərhədi ifadə edən şaquli bir xətt ilə ayrılır. Cüt şaquli xətt, elementdəki duz körpüsünün işarələyir. Nəhayət, katodda reduksiyalanmış metalın oksidləşmiş forması və yenə bir şaquli xətt sonrasında da reduksiyalanmış forması yazılır.

Korroziya[redaktə | mənbəni redaktə et]

Korroziya — ətraf mühit nəticəsində metalların paslanmasıdır. Aşağıdakı Dəmir elemntinin paslanmaası verilmişdir:

${\displaystyle Fe(s)\rightarrow Fe^{2+}(ac)+2e^{-}\,}$

${\displaystyle 2Fe(s)+O_{2}(g)+4H^{+}(aq)\rightarrow 2Fe^{2+}(aq)+2H_{2}O(l)\,}$

${\displaystyle 2Fe(s)+O_{2}(g)+4H^{+}(aq)\rightarrow 2Fe^{2+}(aq)+2H_{2}O(l)\,}$

${\displaystyle E^{o}=E_{Katod}^{o}-E_{Anod}^{o}\,}$

${\displaystyle E^{o}=1,23V-(-0,44V)=1,67V\,}$

${\displaystyle 4Fe^{2+}(ac)+O_{2}(g)+(4+2x)H_{2}O(l)\rightarrow 2Fe_{2}O_{3}+xH_{2}O(s)+8H^{+}(ac)\,}$

Nernst tənliyi[redaktə | mənbəni redaktə et]

Nernst tənliyi — oksidləşmə-reduksiya reaksiyasının aktiv maddələrlə əlaqəsini yaradır. Bu tənlik aşağıdakı kimidir:

${\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\ln {\frac {a_{\rm {Ox}}}{a_{\rm {Red}}}}}$

Xarakteristika[redaktə | mənbəni redaktə et]

Elektrokimyəvi proseslər bir neçə mərhələdən ibarətdir: diffuziya, elektrik sahəsinin təsiri altında yüklü hissəciklərin miqrasiyası (yerini dəyişməsi), maddənin yükünün və kütləsinin (ion şəklində) köçürülməsi.

Elektrokimya analitik kimyada maddələrin tədqiqi üsullarında ən geniş tətbiq olunan polyaroqrafiya üsulunu verdi. Tədqiq olunan maddənin keyfiyyət və kimyəvi tərkibi cərəyanın gücünün civə damcısı elektrodunun potensialından asılılığına görə müəyyən edilir. Polyaroqrafiya metodlarının müasirləşdirilməsi bir millilitr məhluldakı qarışıq şəklində olan maddəni 10–10 q tərtibində təyin etməyə imkan verir.

Qalvanik elementlərdə elektrik hərəkət qüvvəsinin (e.h.q.) ölçülməsində istifadə edilən elektrokimyəvi metodlar reaksiyaların mexanizmini, termodinamikasını və kinetikasını öyrənməyə imkan verir. Sənayedə elektrokimyanın köməyi ilə soda, qələvi metallar, alüminium və bu kimi mühüm məhsulların istehsalı üsullarının əsasları işlənilmişdir. Əlvan və nadir metalların qarışıqlardan təmizlənməsində elektrokimyəvi rafinəedilmə (təmizləmə) üsulları geniş tətbiq edilir. Elektrosintezin köməyi ilə yeni kimyəvi məhsullar alırlar. Bizim dövrümüzdə üzvi sintez sahəsində elektrokimya qarşısında böyük imkanlar açılır. Belə ki, elektrik cərəyanı vasitəsilə çoxlu üzvi dimerlər və polimerlər alınmışdır. Elektrokimyanın həm də iki əsas üsulu metalların korroziyasına qarşı mübarizədə kömək edir:

1. Qalvanik örtük əmələgətirmə
2. Katod və anod müdafiəsi.

Məhlullarda elektrik keçirmə[redaktə | mənbəni redaktə et]

Məhlulların elektrik keçiriciliyi həll olan maddələrin və həlledicinin təbitəindən, məhlulun qatılığından, temperaturdan və s.-dən asılıdır. Məhlullar ikinci növ naqillərdir. Bunlarda elektrik keçiriciliyini ionlar təmin eləyirlər. Xüsusi və molyar elektrik keçiricilikləri fərqləndirilir. Sahələri 1 m² olub, bir-birindən 1 m məsafədə paralel yerləşmiş elektrodlar arasındakı məhlulun elektrik keçiriciliyinə xüsusi elektrik keçiriciliyi deyilir və æ ilə işarə olunur. Xüsusi elektrik keçiriciliyi xüsusi müqavimətin tərs qiymətidir. Temperatur artdıqca æ artır. Bu onunla izah olunur ki, temperatur artdıqca ionların hidratlaşma dərəcəsi və həlledicinin özlülüyü azalır. Molyar elektrik keçiriciliyi bir-birindən 1 m məsafədə paralel yerləşdirilmiş və içərisində 1 mol həll olan maddə olan məhlulun elektrik keçiriciliyidir.

Elektrokimyəvi sistemlər[redaktə | mənbəni redaktə et]

Enerjinin kimyəvi və elektrik formalarının qarşılıqlı çevrilməsi baş verən sistemlərə elektrokimyəvi sistemlər və ya dövrələr deyilir. Əgər elektrokimyəvi sistemlərdə elektrik enerjisi kimyəvi enerjiyə çevrilirsə, bu sistemlərə elektrolizyor deyilir. Kimyəvi enerjinin elektrik enerjisinə çevrildiyi sistemlərə cərəyanın kimyəvi mənbələri və ya qalvanik element deyilir. Elektrokimyəvi sistemlər 3 əsas hissədən ibarət olurlar:

1. İon keçiriciliyinə malik olan məhlul və ya ərinti elektrolit adlanır.
2. Elektrolitə salınmış metallik lövhə elektrod adlanır. Elektrodlar elektrolitlə ion və ya elektron mübadiləsində olurlar.
3. Elektrodları birləşdirən və onlar arasında elektronların ötürülməsini təmin edən metallik naqillərə xarici dövrə deyilir. Elektrozyorda "-" yüklü elektroda katod, "+" yüklü elektroda anod deyilir. Qalvanik elementdə"+" yüklü elektroda katod, "-" yüklü elektroda anod deyilir. Hər iki halda katodun səthində reduksiya prosesi, anodun səthində oksidləşmə prosesi baş verir. Vahid müsbət yükün dövrə boyunca tam dövr etməsi üçün görülməsi lazım gələn işə elektrik hərəkət qüvvəsi (e.h.q.) deyilir və E ilə işarə olunur. Aydındır ki, e.h.q.-ni elektrik qüvvələri yarada bilməz.

Tətbiqi[redaktə | mənbəni redaktə et]

Elektrokimya texnika və məişətə cərəyanın çoxlu mənbələrini – qalvanik elementləri (batareyaları), akkumulyatorları, yanacaq elementlərini vermişdir. Uzunmüddətli təsirə malik elementləri qələvi elektrolit və sink anoddan hazırlayırlar. Katod rolunu misin, manqanın və civənin oksidləri oynayır. Akkumulyatorlardan ən mühümü qurğuşun akkumulyatorudur (elektrolit – sulfat turşusu, elektrodlar isə qurğuşun və qurğuşun-dioksiddir: PbO2). Qurğuşun akkumulyatorlardan avtomobillərdə istifadə edilir. Yanacaq elementləri – anod reagenti kimi bərk, maye və qaz yanacaqdan istifadə edilən qalvanik elementlərdir.^{[16][17][18][19]}

Alimlər[redaktə | mənbəni redaktə et]

Elektrokimyanın elm kimi yaranmasında M. Faradeyin, Con Deniel, H. Devinin, R. Klauziusun, Y. Bertseliusun, C. Gibbsin, S. Arreniusun, İ. A. Kablukovun, R. Herninin, A. H. Frumkinin və digər alimlərin elmi işlərinin böyük rolu olmuşdur.

• 
  Hemfri Devi
• 
  Svante Arrenius
• 
  Valter Nernst
• 
  Çarlz Martin Holl
• 
  Maykl Faradey (1842)
• 
  Yohan Tomas Zeebek
• 
  Uilyam Robert Qorve
• 
  Con Frederik Deniel
• 
  Uilyam Cilbert
• 
  Hans Ersted
• 
  Vilhelm Ostvald
• 
  Robert Milliken
• 
  Pol Herolt
• 
  Andre Mari Amper
• 
  Alessandro Volta
• 
  Yens Yakov Bertselius
• 
  Emmanuel Rudolf Yulius Klauzius
• 
  Vilhelm Eduard Veber
• 
  Luici Qalvani
• 
  Vilhelm Yohan Ritter (1804)
• 
  Şarl Düfey

Ədəbiyyat[redaktə | mənbəni redaktə et]

• Cəfərov Y. İ. "Elektrokimyanın əsasları" Bakı.2005.

İstinadlar[redaktə | mənbəni redaktə et]

Xarici keçidlə r[redaktə | mənbəni redaktə et]

• Electrochemistry net

Vikianbarda Elektrokimya ilə əlaqəli mediafayllar var.

Həmçinin bax[redaktə | mənbəni redaktə et]

• Elektroliz
• Elektrolitlər