Kimya ayt konu anlatımı, Kimya tyt konu anlatımı , Kimya yks konu anlatımı… Merhaba arkadaşlar sizlere bu yazımızda Kimya ve Elektrik hakkında bilgi vereceğiz. Yazımızı okuyarak bilgi edinebilirsiniz..

Kimya ve Elektrik

• İndirgenme-Yükseltgenme (Redoks) Tepkimeleri
• Elektrotlar Ve Elektrokimyasal Hücreler
• Elektrot Potansiyelleri
• Kimyasallardan Elektrik Üretimi
• Elektroliz
• Korozyon

İndirgenme-Yükseltgenme (Redoks) Tepkimeleri

Tepkimeye giren maddelerin birbirine elektron verdiği kimyasal tepkimelere indirgenme-yükseltgenme veya redoks tepkimeleri denir. Redoks tepkimeleri, sanayide ve günlük hayatta çoğu yerde karşılaşılan tepkime türleridir.İndirgenme-yükseltgenme  tepkimelerinde alınan ve verilen elektron sayıları eşittir.

2H⁺ (suda) + 2e^– → H2⁰ ( g)  

tepkimesinde H+ iyonu e^– alarak indirgenmiştir. İndirgenme olayında taneciğin yükseltgenme basamağı küçülür.

Zn (suda ) 2⁺ + 2e^– Zn⁰ (k ) k 
Fe ( suda )  3⁺ + 3e^– Fe⁰ (k )  
Cl⁰₂ (g )   + 2e^– Cl2^– ( suda )

Yukarıda verilen tepkimeler indirgenme yarı tepkimeleridir. Bir atom ya da iyonun e^– vermesiyle gerçekleşen olaya yükseltgenme,
bu olayın gösterildiği tepkimeye yükseltgenme yarı tepkimesi denir.

Yükseltgenme Basamağı

Bir taneciğin (atom ya da iyon) tek başına veya bileşik içerisinde sahip olduğu yüke o taneciğin yükseltgenme basamağı denir. Bir taneciğin indirgendiği ya da yükseltgendiği yükseltgenme basamağındaki değişime bakılarak anlaşılır.

Bileşiklerdeki elementlerin veya iyonların yükseltgenme sayılarını belirlemek için aşağıdaki kurallardan yararlanırız:

– Serbest ve birleşmemiş tüm elementlerin yükseltgenme sayısı sıfırdır.

Örneğin, demir [Fe(k)] metalinde demir atomlarının yükseltgenme sayısı sıfırdır. Oksijen [O₂(g)], hidrojen [H₂(g)] gibi serbest halde bulunan elementlerde de yükseltgenme sayısı sıfırdır.

– Bir iyonun yükseltgenme sayısı, yüküne eşittir.

Örneğin, 1A grubu metal iyonları (⁺1), 2A grubu iyonları (⁺2) yükseltgenme sayısına sahiptirler.

– Hidrojenin bileşiklerinde yükseltgenme sayısı genellikle (⁺1) dir.

Örneğin, H2O, H2O2, NH3 gibi bileşiklerde hidrojenin yükseltgenme sayısı (⁺1) dır.
Ancak hidrojenin kendinden daha az elektronegatif elemente (metal gibi) bağlanarak hidrür oluşturduğu durumlarda yükseltgenme sayısı (-1) dir. Örnek olarak sodyum hidrür NaH, kalsiyum hidrür CaH2 gibi bileşikler verilebilir.

– Oksijenin bileşiklerinde yükseltgenme sayısı genellikle (^–2) dir.

Örneğin, H₂O, CO₂, Al₂O₃ gibi bileşiklerde oksijenin yükseltgenme sayısı (^–2) dir.
Ancak H₂O₂, Na₂O₂ , gibi peroksitlerde oksijenin yükseltgenme sayısı (^–1) dir.

– Halojenlerin bileşikler içinde yükseltgenme sayısı genellikle (^–1) dir.

Ancak oksijenle yaptıkları bileşiklerde Örneğin KCIO₃ ‘ta olduğu gibi pozitif yükseltgenme sayısına sahip olabilirler.

– Bir molekül veya bileşikteki atomların hepsinin yükseltgenme sayıları toplamı sıfırdır.

Örneğin NaCl’de yükseltgenme sayıları (⁺1) ve (^–1) olmak üzere toplam sıfırdır.

– Çok atomlu iyonlarda, atomların yükseltgenme sayılarının toplamı iyonun yüküne eşittir.

Örneğin hidroksit iyonunda (OH^– ), oksijen (^–2), hidrojen (⁺1) yükseltgenme sayısına sahiptir. Buna göre toplam (^–2) + (⁺1) = ^– 1 olmak üzere hidroksil iyonuna ilişkin yükseltgenme sayısı, bu iyonun yüküne eşittir.

Redoks Tepkimelerinin Denkleştirilmesi

Redoks denklemlerinin katsayılarının bulunması, deneme yanılma yöntemi ile yürütülemeyecek kadar karmaşıktır. Bu nedenle sistematik denkleştirme yöntemleri kullanılır. İki ayrı yöntem vardır.

– Yükseltgenme sayısı değişmesi yöntemi; özellikle moleküler redoks reaksiyonlarına uygulanır.
– Yarı-reaksiyon yöntemi; özellikle iyonik redoks reaksiyonlarına uygulanır.

Elektrik Enerjisi ve İstemlilik

Hiçbir buluş kendiliğinden veya bir tesadüf eseri ortaya çıkmamıştır. Bilim insanları azimle çalışmış, defalarca başarısızlığa uğramalarına rağmen sabırla çalışmayı sürdürerek bugün hayatımızı kolaylaştıran buluşlara imza atmıştır. Bu bilim insanlarından biri olan John Frederic  Daniell (Can Fredrik Denyıl) yaptığı çalışmalarda çinko çubuğu çinko sülfat (ZnSO4) çözeltisine, bakır çubuğu ise bakır(II) sülfat (CuSO4) çözeltisine batırmış ve kaplarda herhangi bir tepkime olmadığını gözlemiştir. Kapları iletken bir tel ve tuz köprüsü yardımıyla birbirine bağladığında sistemde redoks tepkimesinin gerçekleştiğini ve sistemin elektrik enerjisi ürettiğini ölçmüştür. Çinko ve bakır metalleri kullanılarak oluşturulan bu sisteme Daniell pili denir.

Daniell pilinde olduğu gibi bulunduğu şartlarda kendiliğinden gerçekleşen tepkimelere istemli tepkime, kendiliğinden gerçekleşmeyen tepkimelere istemsiz tepkime denir.

İstemli tepkimeler sadece tepkimenin başlaması için enerjiye ihtiyaç duyarken tepkimenin devam etmesi için enerjiye ihtiyaç duymaz. Ancak istemsiz tepkimeler hem tepkimenin başlaması hem de tepkimenin devam edebilmesi için enerjiye ihtiyaç duyar.

Örneğin hidrojen ve oksijen gazları bir araya geldiğinde bir kıvılcım yardımıyla istemli bir tepkime gerçekleşir ve su oluşur. Tepkime başladıktan sonra herhangi bir enerjiye ihtiyaç duymadan yanma olayı (redoks tepkimesi) devam eder.

Suyun elementlerine ayrılmasında olduğu gibi, elektrik enerjisi yardımıyla bir bileşik ya da karışımın elementlerine ayrıştırılmasına elektroliz, elektrolizin gerçekleştiği hücreye elektrolitik hücre denir.

Elektrotlar Ve Elektrokimyasal Hücreler

Elektrokimyasal tepkimelerde yükseltgenme ve indirgenme tepkimelerinin ikiside gerçekleştiği için aynı zamanda bir redoks tepkimesidir. Ancak redoks tepkimelerinin hepsinde elektrik akımı oluşmaz. Bu nedenle her redoks tepkimesi elektrokimyasal tepkime değildir.

Elektrokimyasal tepkimenin gerçekleşmesi için kullanılan iletken çözeltilere elektrolit, bu çözeltilere batırılan metal çubuklara elektrot; elektrolit ve bu elektrolit içine batırılmış elektrottan oluşan sisteme de yarı hücre denir. Bu tepkimelerde yükseltgenmenin gerçekleştiği kaba anot yarı hücresi, kabın içindeki elektroda anot elektrot denir. İndirgenmenin gerçekleştiği kap katot yarı hücresi, kabın içindeki elektrot ise katot elektrottur.

Elektrokimyasal pilin iki yarı hücresinde meydana gelen indirgenme ve yükseltgenme tepkimeleri sonucunda yarı hücrelerde zamanla yük denkliği bozulur. Yarı hücrelerdeki yük denkliğinin tekrar sağlanabilmesi için yarı hücreler, içerisinde tuz çözeltisi bulunan
ters U şeklindeki bir boruyla birbirine bağlanır. Bağlantıyı sağlayan bu sisteme tuz köprüsü denir. Tuz köprüsü içerisinde genellikle KNO3, ibi tuzların çözeltileri kullanılır.

Elekrokimyasal Piller

İki yarı hücrenin birbirine bağlanması ile kendiliğinden bir elektrokimyasal tepkime meydana gelir ve bu sistemde elektrik enerjisi ortaya çıkıyorsa bu düzeneğe galvanik hücre denir. Bu hücreler kimyasal enerjiyi elektrik enerjisine dönüştürdüğünden galvanik pil, volta pili ya da kimyasal pil denir. Zn metalini ZnSO4 çözeltisine, Cu metalini CuSO4 çözeltisine daldırarak iki ayrı yarı hücre oluşturulur. Yarı hücrelerin uygun bir matalik iletken ve tuz köprüsüyle birleştirilmesi sonucu bir galvanik pil elde edilir.

Galvanik hücre ve elektrolitik hücre arasındaki farklar;

Galvanik Hücre:

Galvanik hücrede meydana gelen tepkimeler istemlidir.
Galvanik hücrede anot yarı hücresi, elektrolitik hücrede katot olarak adlandırılır.
Galvanik hücrede anot negatif, katot pozitif uçtur.
Galvanik hücrelerde elektrik enerjisi üretilir.

Elektrolitik Hücre:

Elektrolitik hücrede meydana gelen tepkimeler istemsizdir.
Galvanik hücredeki katot yarı hücresi, elektrolitik hücrede anot olarak adlandırılır.
Elektrolitik hücrelerde ise anot pozitif, katot negatif uçtur.
Elektrolitik hücrelerde elektrik enerjisi harcanır.
Elektrolitik hücrelerde iki elektrot çoğunlukla aynı kapta olur ve kabın içinde sadece bir elektrolit bulunur.

Elektrot Potansiyelleri

Standart Yarı Hücre İndirgenme Potansiyelleri

Standart koşullarda (25 oC sıcaklık ve 1 atm basınç) yarı hücrenin indirgenme eğilimine standart elektrot potansiyeli denir. Eo ile gösterilir. Standart elektrot potansiyeli yerine voltaj ya da standart indirgenme potansiyeli de denir.

Standart koşullarda bir pilin anot ve katot yarı hücre potansiyellerinin toplamı pil potansiyelini verir.

E^o_pil = E^o_yük +E^o_ind

Standart Hidrojen Elektrodu(SHE)

SHE standart şartlarda 1 M’lık HCl çözeltisine daldırılmış platin tel üzerine 1 atm basınç yapan H2 gazının gönderilmesiyle hazırlanan elektrottur.

Elektrot olarak kullanılacak madde; katı hâlde ve elektron iletimini sağlamak için iletken olmalıdır. Oysa hidrojen, oda sıcaklığında gaz hâlinde olduğundan elektrot olarak kullanılamaz. Bu nedenle SHE’de elektron iletimini sağlayabilecek bir soy metal olan platin kullanılır.

SHE’de gerçekleşen indirgenme ve yükseltgenme yarı tepkimeleri:

Yükseltgenme: H₂(g) → 2H+ + 2e– E^o_yük : 0,00 V

İndirgenme: 2H+ + 2e– → H₂(g) E^o_ind: 0,00 V

SHE’de indirgenme ve yükseltgenme potansiyelleri sıfır kabul edilir.

Metallerin Aktifliği

Metallerin aktifliği elektron verme potansiyelleriyle doğru orantılıdır. Standart indirgenme elektrot gerilimi en küçük olan elementin yükseltgenme eğilimi ve aktifliği en büyüktür. Yukarıdaki tabloda görüldüğü gibi standart indirgenme elektrot gerilimi en küçük olan lityumun en aktif element olduğu görülür.

Standart indirgenme potansiyeli negatif olan metallere aktif metal, pozitif olanlara ise pasif metal denir.

E^oind < 0 ise aktif metaldir.
E⁰ind > 0 ise pasif metaldir.

Standart Elektrot Potansiyeli ve İstemlilik

Standart indirgenme potansiyeli büyük olan iyonun indirgenmesi, küçük olan iyonun yükseltgenmesi şeklinde gerçekleşen elektrokimyasal pil tepkimeleri kendiliğinden gerçekleştiği için istemlidir.

E^opil > 0 ise tepkime istemlidir.
E^opil < 0 ise tepkime istemsizdir.

Standart Elektrot Potansiyelini Etkileyen Faktörler

Standart elektrot potansiyeli; sıcaklığa, derişime ve elektrotlarda gaz kullanılmış ise basınca bağlıdır. Elektrodun kütlesine, boyutuna
ve sabit derişimde çözelti hacmine bağlı değildir.

Sıcaklık Etkisi

Pil tepkimeleri ekzotermik tepkimelerdir. Elektrokimyasal piller düşük sıcaklıkta daha yüksek verimle çalışırlar. Sıcaklık arttığında bütün elektrokimyasal pillerde pil potansiyeli düşer. Pil tepkimeleri denge tepkimeleridir ve sıcaklık etkisi Le Chetalier ilkesi ile açıklanır.

Sıcaklık arttığında; tepkime sıcaklığı azaltmak için girenler yönüne kayar ve pil potansiyeli azalır.

Sıcaklık azaldığında; tepkime sıcaklığı arttırmak için ürünler yönüne kayar ve pil potansiyeli artar.

Basınç Etkisi

Standart elektrot potansiyeli, 25 o C ve 1 atm basınçta ölçülen değerdir. Basınç değişimi bu değeri de değiştirecektir. Ancak basınç değişimi sadece SHE içeren galvanik pillerde etkilidir. Bu durum da Le Chatelier İlkesi ile açıklanır.

Basınç arttığında; denge basıncı azaltmak için girenler yönüne kayar. Pil potansiyeli azalır.

Basınç azaldığında; denge basıncı arttırmak için ürünler yönüne kayar. Pil potansiyeli artar.

Derişim Etkisi

Anotta derişim arttıkça pil gerilimi azalır. Katotta derişim arttıkça pil gerilimi artar. Derişim etkisi de Le Chetalier Prensibi ile açıklanır.

2Al(k) +  3Cu²⁺(suda)    ↔    2Al³⁺(suda)  +  3Cu(k)

Anotta Al³⁺ iyon derişimi arttığında tepkime derişimi azaltmak için girenler yönüne kayar ve pil potansiyeli azalır.

Katotta Cu²⁺ iyon derişimi arttığında tepkime derişimi azaltmak için ürünler yönüne kayar ve pil potansiyeli artar.

Derişim Pilleri: Elektrotları aynı, elektrolit derişimleri farklı olan elektrokimyasal pillere derişim pili denir.

– Bu pillerde elektrolit derişimi küçük olan yarı hücre anot, büyük olan yarı hücre katot görevindedir.
– Derişim pillerinde zamanla anot yarı hücresinin derişimi artar, katot yarı hücresinin derişimi azalır.
– Bir derişim pilinde anot ve katot yarı hücrelerinin derişimleri eşitlenince pil potansiyeli sıfır olur, pil çalışmaz.

Kimyasallardan Elektrik Üretimi

Galvanik Piller

Galvanik piller iki yarı hücrenin iletken tel ve tuz köprüsüyle birbirine bağlandığı sistemlerdir. Bu sistemde iletken tel, anot yarı hücresindeki elektrodun yükseltgenmesiyle açığa çıkan elektronları katot elektroda iletir. Zamanla galvanik hücrenin anot yarı hücresinde pozitif, katot yarı hücresinde negatif yük fazlalığı oluşur. Tuz köprüsündeki katyonlar katot yarı hücresine, anyonlar anot yarı hücresine geçerek yük denkliğini sağlar.

Pillerin Ömrü

Piller için ömür kavramını ay veya yıl olarak tanımlamak yerine “çevrim ömrü” olarak ifade etmek daha doğrudur. Buna göre bir şarj (dolum) ve bunu takiben yapılacak bir deşarj (boşaltma) işleminin karşılığına bir çevrim denilmektedir. Şarj edilebilir pillerde 500-1500 çevrime ulaşılabilmektedir. Pilin başlangıçta sahip olduğu enerji kapasitesi her bir çevrim sonucunda bir miktar azalır. Bu nedenle pillerin şarj-deşarj döngüsü sağlanmadan sürekli şarj edilmesi yıpranmayı hızlandıran etkenlerden birisidir.

Sıcaklık arttıkça kimyasal tepkimelerin hızı da artar. Bu nedenle sıcaklık artışı pil performansını artırıcı bir etken olarak görülse de istenmeyen tepkimeleri beraberinde getirebilir. Bunun sonucunda pil ömründe kayıplar ortaya çıkar. Sıcaklığın artması pilin çalışma ömrünü azaltır.

Pillerin daha uzun süre ve verimli bir şekilde kullanılabilmesi için aşağıdaki uyarılara dikkat edilmelidir:

– Öngörülen voltaj değerinin üzerindeki akımlar çekilmemelidir.
– Kısa devrelere maruz bırakılmamalıdır.
– Ani ve aşırı voltajla yüklenmemelidir.
– Çok düşük veya yüksek sıcaklıklarda kullanılmamalıdır.
– Üreticisi tarafından tavsiye edilen şarj cihazları ile şarj edilmelidir.
– Darbelere, şoklara, titreşimlere maruz bırakılmamalıdır.
– Uzun süre şarjda tutulmamalıdır.

Lityum İyon Pilleri

Şarj edilebilen en yeni ve en pahalı pil lityum iyon pilidir. Bu piller lityum iyonlarının anottan katoda doğru hareketi ile oluşur. Anot, lityum iyonlarının grafitteki karbon atomu katmanları arasına girmesiyle meydana gelir. Lityum iyon pilleri hafif olduğu ve yüksek pil potansiyeli ürettiği için tercih edilir. Lityum iyon pili pillerin kullanım alanları; dijital kameralar, dizüstü bilgisayarlar ve cep telefonları olarak sıralanabilir.

Elektroliz

Elektrik Akımı ve Maddesel Değişim

Elektrik enerjisini kimyasal enerjiye dönüştüren elektrokimyasal hücreye elektrolitik hücre (elektroliz hücresi), elektrolitik hücrede gerçekleşen olaya ise elektroliz denir.

Elektrokimyasal pilde gerçekleşen tepkimenin denklemi aşağıdaki gibidir.

Zn(k ) Cu (s uda ) ²⁺ + Zn (suda ) ⇔  Cu(k ) ²⁺ + E⁰_pil 1,100 = V

Korozyon

Korozyon ve Oluşumu

Bir maddenin çeşitli etkiler sonucunda kimyasal olarak aşınmasına korozyon (paslanma, çürüme) denir. Her ne kadar seramik, ahşap,
plastik vb. maddeler çevre şartlarından dolayı bozulma gösterse de korozyon terimi genellikle metaller için kullanılır.

Metaller özellikle nemli ortamlarda havadaki oksijenle yükseltgenip metal oksitleri oluşturur ve bu olayın sonucunda korozyona uğrar.

Metal Cevheri (kararlı) + ( enerji ) ⮕ Metal (kararsız) + ( enerji ) ⮕ Korozyona Uğrayan Metal (kararlı)

Demir, doğada genellikle çeşitli oksit mineralleri halinde bulunur. Yüksek sıcaklıktaki fırınlarda bu minarellerden elde edilen demir metali, zamanla korozyona uğrayarak pası oluşturur. Yine bakır kapların üzerinde zamanla oluşan yeşil tabakaya da gümüş takılarda meydana gelen kararma da korozyona örnek olarak verilebilir.

Korozyona Karşı Alınabilecek Önlemler

Korozyon, maddelerin yıpranmasına ve görüntüsünün bozulmasına sebep olur. Aşırı derecede korozyon oluşması durumunda eşyalar
kullanılamaz hâle gelir.

Korozyondan korunmanın temel prensibi, korozyona sebep olan etkenlerin ortadan kaldırılması ya da bu etkenlerle korozyona uğrayacak metalin temasının engellenmesidir.

Korozyondan korunmak için başvurulan yöntemler şunlardır:

– Metalleri boyamak ,
– Korozyona dayanıklı malzemeler kullanmak,
– Metali başka bir metalle kaplamak,
– Katodik koruma sistemleri kullanmak.

Kurban Elektrot

Bir metali korozyondan korumak için metale, aktifliği bu metalden daha fazla olan bir metal bağlanır. Bağlanan bu metale kurban elektrot denir. Katodik korumada kurban elektrot anot işlevi görür. Örneğin bir demir parçası daha aktif olan magnezyum metali ile kaplanırsa magnezyum metali kurban elektrot olur.