Elektrochemia — Baterie, Elektroliza i Korozja

Podstawy elektrochemii

Elektrochemia bada związek między chemicznymi reakcjami a energią elektryczną. Oksydacja to strata elektronów; redukcja to przybieranie (OIL RIG). Reakcje redoks obejmują przepływ elektronów między substancjami. Każda półreakcja ma potencjał elektrody standardowej E° (miary w stosunku do Elektrody Wodór Stosownej, SHE = 0 V). Ogólny potencjał komórki E°cell = E°katoda – E°anoda. Działanie E°cell dodatnie oznacza spontaniczność reakcji (ΔG° = –nFE°, gdzie n = przeniesione elektryki, F = 96 485 C/mol).

Odwodniczające i elektrolityczne komórki

Komórki odwodniczające (voltaiczowe) przekształcają energię chemiczną w energię elektryczną spontanicznie. Przykład: komórka Daniella (Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu, E° = 1,10 V). Anoda (oksydacja) jest ujemna, a katoda (zakładanie) dodatnia. Bridgesol utrzymuje neutralność elektryczną. Komórki elektrolityczne używają zewnetrznej energii elektrycznej do prowadzenia reakcji nie-spontanicznych: elektroliza wody (2H₂O → 2H₂ + O₂), ekstrakcja aluminiu (proces Halla-Héroula), elektroplating (np., plating chromu). Zasady Farajego quantyfikują elektrolizę: m = (MIt)/(nF), gdzie m = masa zdepozytowana, M = masowość molarna, I = prąd, t = czas.

Równanie Nernsta

Równanie Nernsta wiąże się z potencjałem komórki w warunkach niestandardowych: E = E° – (RT/nF) ln Q, gdzie Q to iloraz reakcji. W temperaturze 25°C: E = E° – (0,0592/n) log Q. W równowadze E = 0 i Q = K, zatem ln K = nFE°/RT. Równanie przewiduje, jak koncentracja, temperatura i ciśnienie wpływają na napięcie komórkowe. Zastosowania: metryki pH (elektrody szkliste reagują na koncentrację H⁺ poprzez równanie Nernsta), komórki koncentracyjne oraz potencjały membran biologicznych (równanie Goldmana).

Baterie i komórki zużycia

Baterie primary (niepodzielne): alkaliowe (Zn-MnO₂, 1,5 V), liadowe (Li-MnO₂, 3 V). Baterie sekundowe (podzielne): wodnosoda (12 V, 30–40 Wh/kg, pojazdy), liadowo-iodowokwasitowe (3,7 V, 250–300 Wh/kg, LiCoO₂|C, elektronika/automobilitet), fosfat liadowy (LFP, dłuższy czas użytkowania, bezpieczniejszy). Występujące: sólne (elektrolity ceramiczne/polymerowe, 400+ Wh/kg), sodowe (tańsze, Na₂Mn₃O₇), liadowo-sulfurewskie (500+ Wh/kg teoretycznie). Komórki zużycia: wodne PEMFC (2H₂ + O₂ → 2H₂O, η ≈ 50–60%), SOFC do zasilania statystycznego. Komórki zużycia napędzają Toyota Mirai, kosmonautykę i systemy zasięgu sieci.

Korozja i zapobieganie

Korozja to proces elektrochemiczny, w trakcie którego metale oksydują w obecności tlenu i wilgoci. Stal się kruszy: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ (anoda); O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ (katoda). Fe²⁺ + 2OH⁻ → Fe(OH)₂ → Fe₂O₃·xH₂O (kruszenie). Koszty korozji wynoszą około 3,4% GWP (~$2,5 tylionów rocznie). Metody zapobiegania: ochrona katodowa (anoda sacralna z metalu bardziej reaktywnego, np. Zn na statkach), pokrycia (malowanie, galwanizacja, pokładanie krzemu), pasywacja (stal nierdzewna tworzy warstwę Cr₂O₃), inhibitory (chemiczne substancje zmniejszające prędkość korozji) i wybór materiału (alele odporności na korozję, tytan, polimer).