Electrochemistry (general text)

1. ELEKTROKEMI (sammanfattning av material från Gunnar Hägg –
”Allmän och oorganisk kemi” samt Einar Mattsson – ”Elektrokemi &
korrosionslära”)
Ström & laddning
Elektrisk ström = ett flöde av laddningar.
Vid konstant ström I ges den mängd laddning Q som rör sig förbi en given punkt under tiden t enligt följande:
Q = I * t
Q: laddning [C]
I: ström [A]
T: tid [s]
1C är den laddning som passerar en fast punkt under 1 sekund när strömstyrkan är 1A.
Av detta följer: 1C = 1A/s.
Laddningen hos en mol elektroner = 96485 C/mol = 1 F (Faraday)
Elektrodpotentialer: E0
= -G0
/ n*F
(antag här att halvcellsreaktionerna är balanserade – samma antal mol e-
avges som tas upp)
Elektrisk ström i kemiska system – elektrokemiska celler
De laddningar som rör sig och skapar strömmen utgörs av elektroner då strömmen går genom ledningar och
elektroder. Däremot finns inga elektroner fritt i lösningar eller smältor; där är de rörliga laddningarna i stället
olika joner – vätskorna kallas elektrolyter, då de bär strömledande laddningar.
För att strömmen skall kunna flyta i systemet, måste därmed elektroner överföras på olika sätt i gränsytorna –
från elektroden (sammankopplad med ledningen) till jonerna i elektrolyten och från dessa joner till nästa elektrod
som står i förbindelse med ledningen (oftast en isolerad koppartråd). Elektronerna måste på ena sidan lämna
elektroden och slå sig samman med något jonslag i elektrolyten och på andra sidan lämna detta jonslag för att
förena sig med elektroden.
Elektroderna består av ett material som leder elektroner (oftast metaller, men ibland halvledare eller kolstavar1
)
och de för alltså elektronerna mellan lösningen och den yttre strömkretsen (oftast en kopparledning vilket sades
ovan).
För att elektrolyten samt den yttre strömkretsen skall kunna vara elektriskt neutral,måste det vid den ena
elektroden avges lika många elektroner per tidsenhet som det vid den andra elektroden tas upp per tidsenhet.
1
Kolstaven utgörs av grafit, vilken är en elektrisk ledare i riktningen parallellt med grafitringarnas skikt, men
halvledare i en riktning vinkelrät mot den förra.
Vi får vid den ena elektroden en elektronavgivning, en oxidation (ökning av oxidationstalet hos ett
ämne/species). Den elektrod, vid vilken elektronavgivning – oxidation – sker, kallas anod:
Red 1  n1e-
+ Ox 1
Märk här: Avgivningen av elektroner sker från elektroden till strömkretsen – ledningen. Det är bara denna väg
som elektronerna kan ta sig fram. Ett ämne/species får alltså avge elektroner till ledningen. (Däremot, märk väl,
kommer den positiva elektriska strömmen att gå in i elektrolyten vid anoden – strömmen går åt motsatt håll
jämfört med elektronernas riktning.)
Vid den andra elektroden erhålls ett upptagande av elektroner, en reduktion (minskning av oxidationstalet hos
ett ämne/species). Den elektrod, vid vilken elektronupptagande – reduktion – sker, kallas katod.
Ox 2 + n2e-
 Red 2
Märk här: Upptaget av elektroner sker från strömkretsen - ledningen till elektroden. Elektronerna kan ej
vandra i lösningen. Ett ämne/species får alltså ta upp elektroner via ledningen. (Däremot, märk väl, kommer
den positiva elektriska strömmen att lämna elektrolyten vid katoden – strömmen går åt motsatt håll jämfört
med elektronernas riktning.)

2. I och med att vi måste ha ett elektriskt neutralt system, följer alltså att vi måste ha ett balanserat avgivande
respektive upptagande av elektroner samtidigt, alltså en redoxreaktion, sett sammantaget för båda
elektrodreaktionerna. De båda elektrodreaktionerna kan adderas så att totalprocessen – cellreaktionen – erhålls:
I reaktionerna ovan måste antalet elektroner vara lika, enligt vad som sagts (kanske måste man då multiplicera
med någon faktor innan reaktionsformlerna adderas till varandra). Antager vi att n1 = n2 blir cellreaktionen:
n1 Ox 2 + n2 Red 1 = n1 Red 2 + n2 Ox 1

3. Polernas beteckning i en galvanisk cell
I en galvanisk cell kommer cellprocessen att ske spontant (detta kan bekräftas genom beräkning av G0)då
polerna (elektroderna) ansluts till någonting – strömkretsen sluts (kanske en ficklampa om cellen är ett batteri,
annars kanske en voltmeter, om cellpotentialen skall mätas) och en ström flyter – laddningarna rör sig så länge
systemet har tillgång till några laddningar.
I den galvaniska cellen blir anoden (oxidation – avgivna e-) minuspol.
I den galvaniska cellen blir katoden (reduktion – mottagna e-) pluspol.
Polernas beteckning i en elektrolytisk cell
I en elektrolytisk cell kommer cellprocessen ej att ske spontant (detta kan bekräftas genom beräkning av G0) då
polerna (elektroderna) ansluts till någonting – i detta fall en likströmskälla, t.ex. en ”spänningskub” med
likriktare eller ett batteri. Strömmen flyter tills batteriets emk sjunker under den potentialskillnad som behövs för
att driva redoxprocessen, tills ”kuben” stängs av eller tills det inte finns fler laddningar som kan vandra.
I den elektrolytiska cellen blir anoden (oxidation – avgivna e-) pluspol. 
I den elektrolytiska cellen blir katoden (reduktion – upptagna e-) minuspol.
I såväl galvaniska som elektrolytiska celler är alltså anoden den elektrod varigenom positiv ström tillförs
elektrolyten. (man skulle kunna beskriva detta alternativt som att oxidation sker, alltså avges elektroner till
strömkretsen, vilket driver cellprocessen).
Plus- och minuspol kan anges på olika sätt. Förutom att skriva ”+” eller ”-” i cirklar, kan pluspol ofta betecknas
med ett längre streck och minuspol med ett kortare streck, parallellt med varandra.
En redoxprocess har alltså en spontan väg och en motsatt väg som ej är spontan, utan måste ske elektrolytiskt,
genom tillförande av yttre energi via en strömkälla.
Konventionen för elektrisk ström är att den går från + till - . Därför blir detta det
motsatta hållet jämfört med hur elektronerna förflyttar sig!!
Tillägg 031015: I ”Elektrokemi & korrosionslära” står det ”Om den galvaniska cellens elektroder förenas
med en yttre metallisk ledare, flyter elektrisk ström* från den ena elektroden (pluspolen) till den andra
(minuspolen). I elektrolyten går strömmen i motsatt riktning. Pluspolen tjänstgör som katod och
minuspolen som anod.
Dessutom: *I vissa sammanhang anger man i stället elektronflödet, som emellertid går i motsatt riktning
(jämfört med elektriska strömmen).

4. Exemplet zink-zinkjon och klorgas-kloridjon
Antag att vi har en zinkstav som doppas i en lösning innehållande zinkjoner. Vi kan här få ett första redoxpar:
1. Zn2+ + 2e-
 Zn (s). Här kan alltså ske antingen utfällning eller upplösning av zink.
E0
1 = -0.763 V
Antag sedan att vi har klorgas som bubblar utefter ytan av en indifferent (icke ”redox:ande” metall) Pt – yta. Här
kan vi få ett andra redoxpar, där klorgas kan omvandlas till kloridjoner, eller kloridjoner kan bilda klorgas:
2. Cl2 (g) + 2e-
 2 Cl-
E0
2= 1.3595 V
Vi kan här notera:
*Processerna är jämvikter
* ”Redform” respektive ”oxform” representeras av alla molekyler och joner (alltså förutom e-
), som står på sina
respektive sidor om jämviktspilarna.
*Elektrodpotentialerna (nettoladdningen hos elektroden i förhållande till lösningen, vid jämvikt) är olika:
Zinkstaven får en negativ potential i förhållande till lösningen med zinkjonerna, medan platinastaven får en
positiv potential i förhållande till klorgas-kloridlösningen.
*Grundtillståndet (rent ämne, i motsats till jon) för ämnena är i ena fallet en redform (Zn(s)) och i andra fallet en
oxform (Cl2(g)). Så blir fallet också i andra rena gas-metall-redoxpar.
I normalpotential-skalan finns starka reduktionsmedel (redformer i redoxparet) i början av skalan (låga E0) och
starka oxidationsmedel i slutet av skalan (höga E0). Alla metaller (Me(s)) är redformer (lägsta ox.tillståndet) och
deras tendens att bilda joner i vattenlösning minskar med stigande normalpotential.
Eftersom en ren ox-form av ett par med högre normalpotential kan oxidera redformen av ett par med lägre
normalpotential, kan vi förvänta oss att ox.formen (Cl2) i det andra redoxparet ovan kan oxidera redformen
(Zn(s)) i det första redoxparet. Vi bör få en spontan omvandling av klorgas till Cl-
samt upplösning av Zn(s) i
zinkstaven till Zn2+
.
E0
för cellen:
E0
3 = E0
katod-E0
anod, alltså först potentialen för reduktionen vid katoden och sedan minus potentialen för
oxidationen vid anoden (= E0
red-E0
ox) 2
. Vi skall antaga att Zn(s) oxideras till Zn2+
(aq) vid anoden och Cl2(g)
reduceras till Cl-
vid katoden, så får vi se:
3. Zn(s) + Cl2(g)  Zn2+
(aq) + Cl-
(aq)
E0
3 = 1.3595 V – (0.763 V) = 0.5965 V
Gibbs’ fria energi: G = -nFE0
= -nF*0.5965
Detta blir ett negativt tal, alltså är processen spontan som den skrevs. I annat fall hade man behövt en yttre
strömkälla – cellen skulle varit elektrolytisk.
(I fallet elektrolytisk cell får vi alltså oxidation av Cl-
till Cl2 vid anoden och reduktion av Zn2+
till Zn vid
katoden. En strömkälla med en spänning av minst 0.5965 V krävs. )
I det allmänna fallet kan man alltså beräkna huruvida en viss reaktionsväg är spontan eller ej, genom att beräkna
cellpotentialen och se vilket tecken G får.
2
Normalpotentialerna är alltid skrivna som reduktioner; därför skall vi i en given redoxreaktion alltid ange
E0
red precis som tabellen anger. Däremot måste E0
ox byta tecken, vilket illustreras med ett minustecken i formeln
(jämför dessa beräkningar med hur man gör med själva normalpotentials-reaktionerna i sig – det blir samma sak:
den första minus den andra reaktionen). I själva verket kan man, för att inte kasta om ordningen i tecknen, utgå
från normalpotentialsreaktionerna och göra samma operationer med potentialerna för dem som man gör med
reaktionerna per se, för att komma fram till förhållandena vid en given elektrodreaktion.