Elektrokimyada oksidləşmə və reduksiya prosesləri
Elektrokimya kimyəvi reaksiyalar və elektrik arasındakı əlaqəni öyrənən kimyanın bir qoludur. Elektrokimyada həmişə ortaya çıxan ən fundamental anlayış oksidləşmə və reduksiya (oksidləşmə-reduksiya) reaksiyalarıdır. Reduksiya-reduksiya reaksiyaları vasitəsilə elektronlar bir maddədən digərinə keçə bilər. Bu elektron ötürülməsi, batareyalarda, akkumulyatorlarda, yanacaq elementlərində və ya elektrokaplama və metal emalı kimi sənaye proseslərində kimyəvi dəyişikliklər və elektrik enerjisi arasında "körpü" rolunu oynayır. Oksidləşmə və reduksiyanın necə işlədiyini anlamaq, batareyanın niyə elektrik cərəyanı yarada biləcəyini və ya elektroliz prosesinin birləşməni elementlərinə necə çevirə biləcəyini anlamağımıza kömək edəcək.
Oksidləşmə və Reduksiyanı Anlamaq
Sadə dillə desək, oksidləşmə elektronların ayrılması prosesidir, reduksiya isə elektronların alınması prosesidir. Oksidləşmə-reduksiya reaksiyasında oksidləşmə və reduksiya həmişə eyni vaxtda baş verir, çünki bir maddənin buraxdığı elektronlar digər maddə tərəfindən qəbul edilməlidir.
Elektronlara əsaslanan tərifdən başqa, oksidləşmə və reduksiyanı tanımağın başqa yolları da mövcuddur:
1. Oksidləşmə dərəcəsinə (öküz ədədi) əsasən:
– Oksidləşmə: elementin oksidləşmə dərəcəsi artır.
– Azalma: elementin oksidləşmə dərəcəsi azalır.
2. Oksigen və hidrogenə əsaslanaraq (klassik tərif):
– Oksidləşmə: oksigenin əlavə edilməsi və ya hidrogenin reduksiyası.
– Reduksiya: oksigenin çıxarılması və ya hidrogenin əlavə edilməsi.
Lakin, elektrokimyada ən praktik tərif elektron əsaslı tərif olaraq qalır: oksidləşmə elektron itirir, reduksiya isə elektron qazanır.
Redoksda Yarım Reaksiya
Elektrokimyada redoks reaksiyaları adətən iki yarım reaksiyaya bölünür:
– Oksidləşmə (anodik) reaksiyası: maddə elektron itirir
Ümumi nümunələr:
\[
\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-
\]
– Reduksiya reaksiyası (katod): maddə elektron qazanır
Ümumi nümunələr:
\[
\text{Cu}^{2+} + 2e^- \sağ arrow \text{Cu}
\]
Reaksiyanı yarımreaksiyalara ayırmaqla, elektronların axışını daha aydın izləyə bilərik, eyni zamanda, xüsusən də turşu və ya qələvi şəraitdə redoks reaksiyalarını balanslaşdırmağı asanlaşdırırıq.
Elektrokimyəvi Hüceyrələr: Reaksiyalar və Elektrikin Qarşılaşdığı Yer
Elektrokimyəvi hüceyrə elektrik enerjisi yaratmaq və ya istifadə etmək üçün redoks reaksiyalarından istifadə edən bir sistemdir. İki əsas növü var:
1. Qalvanik/voltaik elementlər (öz-özünə elektrik enerjisi istehsal edir)
Nümunələr: batareyalar və Daniell elementləri.
2. Elektrolitik hüceyrələr (spontan olmayan reaksiyaları məcbur etmək üçün elektrik enerjisindən istifadə edirlər)
Nümunələr: su elektrolizi, metal örtük (elektrokaplama).
Bu elementlərin hər ikisi həmişə anod və katoddan ibarətdir, lakin yadda saxlamaq vacibdir: anod həmişə oksidləşmə yeri, katod isə həmişə reduksiya yeridir. Elementin növündən asılı olaraq dəyişən yeganə şey elektrod yükünün işarəsidir.
Qalvanik elementlərdə (Voltaik elementlərdə) oksidləşmə və reduksiya
Qalvanik elementlər kimyəvi enerjini elektrik enerjisinə çevirir. Oksidləşmə-redoks reaksiyası kortəbii olaraq baş verir və elektronların xarici dövrədən axmasına və cərəyan əmələ gəlməsinə səbəb olur.
Ən klassik nümunə sink (Zn) və mis (Cu) elektrodlarından ibarət Daniell hüceyrəsidir:
– Anod (oksidləşmə): Zn elektronları buraxır
\[
\text{Zn(s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+}\text{(aq)} + 2e^-
\]
– Katod (reduksiya): Cu²⁺ ionları elektron qəbul edir
\[
\text{Cu}^{2+}\text{(aq)} + 2e^- \rightarrow \text{Cu(s)}
\]
Elektronlar anoddan (Zn) katoda (Cu) naqil vasitəsilə axır. Bu vaxt, məhluldakı yük neytrallığını qorumaq üçün ionların hərəkət etməsinə və yükü tarazlamasına imkan verən duz körpüsündən istifadə olunur.
Qalvanik elementlərin əsas xüsusiyyətləri:
– Spontan reaksiya.
– Anod mənfi yüklüdür (çünki elektronların mənbəyidir).
– Katod müsbət yüklüdür.
Elektrolitik Hüceyrələrdə Oksidləşmə və Reduksiya
Qalvanik elementlərdən fərqli olaraq, elektrolitik elementlər qeyri-spontan reaksiyaları idarə etmək üçün xarici elektrik cərəyanı mənbəyinə ehtiyac duyur. Elektrik cərəyanı elektronları axmağa "məcbur edir" və bu da oksidləşmə-redoks reaksiyasının baş verməsinə imkan verir.
Nümunələr: duz məhlulunun elektrolizi və ya suyun elektrolizi.
Məsələn, suyun (dəstəkləyici elektrolitlərlə) elektrolizində aşağıdakılar baş verir:
– Katodda reduksiya: su hidrogen qazı istehsal etmək üçün elektronları qəbul edir.
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH^-
\]
– Anodda oksidləşmə: su/hidroksid ionları oksigen qazı yaratmaq üçün elektronlar buraxır.
\[
4OH^- \rightarrow O_2 + 2H_2O + 4e^-
\]
Elektrolitik hüceyrələrin vacib xüsusiyyətləri:
– Spontan olmayan reaksiya.
– Müsbət yüklü anod (enerji mənbəyinin müsbət qütbünə qoşulmuşdur).
– Katod mənfi yüklüdür.
Elektrod əlamətləri qalvanik elementlə müqayisədə dəyişsə də, əsas qayda qalır: oksidləşmə anodda, reduksiya isə katodda baş verir.
Oksidləşdiricilərin və Reduksiyaedicilərin Rolü
Redoks reaksiyalarında iki əsas "oyunçu" məlumdur:
– Oksidləşdirici (oksidləşdirici maddə): başqa bir maddənin oksidləşməsinə səbəb olan və oksidləşdiricinin özü reduksiyaya məruz qalan (elektron qəbul edən) bir maddə.
– Reduksiyaedici (reduksiyaedici maddə): başqa bir maddənin reduksiyasına səbəb olan və reduksiyaedicinin özü oksidləşməyə məruz qalan (elektron buraxan) maddə.
Daniellin kamerasında:
– Sink (Zn) elektron buraxdığı üçün reduksiyaedici maddədir.
– Cu²⁺ ionu elektron qəbul etdiyi üçün oksidləşdiricidir.
Bu konsepsiya reaksiyaların istiqamətini proqnozlaşdırmaq və bəzi maddə cütlərinin digərlərindən daha yüksək gərginlik yarada biləcəyini anlamaq üçün vacibdir.
Elektrod Potensialı və Redoks Meyli
Elektrokimyada bir maddənin reduksiyaya meyli onun standart reduksiya potensialı (E°) ilə ifadə olunur. E° dəyəri nə qədər yüksəkdirsə, maddə bir o qədər asanlıqla reduksiyaya məruz qalır (oksidləşdirici maddə kimi bir o qədər güclüdür). Əksinə, kiçik və ya mənfi E° olan maddələr daha asan oksidləşməyə meyllidirlər (daha güclü reduksiyaedici maddələrdir).
Qalvanik elementin gərginliyi ümumiyyətlə aşağıdakı düsturla qiymətləndirilə bilər:
\[
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{katod}} – E^\circ_{\text{anod}}
\]
Əgər \(E^\circ_{\text{sel}}\) müsbətdirsə, reaksiya spontan olmağa meyllidir (qalvanik elementlər üçün uyğundur).
Oksidləşmə-Reduksiyanın Həyatda və Sənayedə Tətbiqləri
Elektrokimyadakı oksidləşmə və reduksiya prosesləri insan fəaliyyəti ilə sıx bağlıdır. Onun bəzi vacib tətbiqləri bunlardır:
1. Batareyalar və akkumulyatorlar: elektrik enerjisi istehsal etmək üçün redoks reaksiyalarından istifadə edir, məsələn, qələvi batareyalar, litium-ion batareyalar və qurğuşun-turşu batareyaları.
2. Metal örtük (elektrokaplama): görünüşü və korroziyaya davamlılığı yaxşılaşdırmaq üçün xrom və ya nikel örtük kimi.
3. Metalların təmizlənməsi: məsələn, yüksək keyfiyyətli metal əldə etmək üçün elektrolizdən istifadə edərək misin təmizlənməsi.
4. Korroziyadan qorunma: yeraltı borularda və ya gəmi gövdələrində katod mühafizə üsulları dəmirin oksidləşməsinin (paslanmasının) qarşısını alır.
5. Yanacaq elementi: yanacağın kimyəvi enerjisini (məsələn, hidrogen) idarə olunan redoks reaksiyası vasitəsilə elektrik enerjisinə çevirir.
Nəticə
Oksidləşmə və reduksiya elektrokimyanın mərkəzindədir. Oksidləşmə elektronların sərbəst buraxılması, reduksiya isə elektronların qazanılmasıdır. Bu iki proses həmişə redoks reaksiyalarında birlikdə baş verir və qalvanik və elektrolitik elementlərin işləməsi üçün əsasdır. Oksidləşmənin (anod) və reduksiyanın (katod) harada baş verdiyini, oksidləşdirici və reduksiyaedici maddələrin rolunu və elektrod potensialı anlayışını anlamaqla, batareyaların necə işlədiyindən tutmuş mühüm sənaye proseslərinə qədər müxtəlif hadisələri izah edə bilərik. Elektrokimya dərsliklərdəki bir nəzəriyyədən daha çox şeydir; bu, hər gün istifadə etdiyimiz bir çox müasir texnologiyaların əsasını təşkil edən elmdir.
