1777674246673

Grundläggande principer för balansering: För att balansera en kemisk ekvation måste massan och laddningen vara bevarad på båda sidor om reaktionspilen. Vid redoxreaktioner är det centralt att antalet avgivna elektroner i oxidationssteget är exakt lika med antalet upptagna elektroner i reduktionssteget.
Oxidationstalsmetoden: En systematisk metod för att balansera formler. * Identifiera oxidationstal ( $OT$ ) för alla atomer i reaktionen. * Bestäm vilka atomer som ändrar sitt $OT$ . En ökning innebär oxidation och en minskning innebär reduktion. * Beräkna förändringen i $OT$ per atom och multiplicera med antalet atomer för att få den totala förändringen. * Använd koefficienter för att se till att den totala ökningen i $OT$ balanserar den totala minskningen.
Balansering i sur och basisk lösning: * I sur lösning: Balansera syreatomer genom att lägga till vattenmolekyler, $H_2O(l)$ . Balansera därefter väteatomer genom att lägga till vätejoner, $H^+(aq)$ . * I basisk lösning: Balansera först som i en sur lösning, men lägg sedan till ekvivalenta mängder hydroxidjoner, $OH^-(aq)$ , på båda sidor för att neutralisera alla $H^+(aq)$ till vatten. Slutligen förenklas ekvationen genom att ta bort överflödiga vattenmolekyler.

Definition av Oxidation: Den process där en atom, molekyl eller jon avger en eller flera elektroner. Detta resulterar i en ökning av oxidationstalet. Tidigare definierat som upptag av syre.
Definition av Reduktion: Den process där en atom, molekyl eller jon upptar en eller flera elektroner. Detta resulterar i en minskning av oxidationstalet. Tidigare definierat som förlust av syre.
Redoxreaktion: En kemisk reaktion där överföring av elektroner sker mellan två ämnen. Oxidation och reduktion sker alltid samtidigt; ett ämne kan inte oxideras utan att ett annat reduceras.
Oxidationstalsregler: * Atomer i ett fritt element har $OT = 0$ (t.ex. $O_2$ , $Fe(s)$ , $Cl_2$ ). * Enatomiga joner har ett $OT$ som motsvarar deras laddning (t.ex. $Na^+$ har $OT = +1$ , $S^{2-}$ har $OT = -2$ ). * I föreningar har syre vanligtvis $OT = -2$ (förutom i peroxider där det är $-1$ ). * Väte har vanligtvis $OT = +1$ i föreningar med icke-metaller och $-1$ i metallhydrider. * Summan av $OT$ i en neutral molekyl är noll; i en polyatomär jon är summan lika med jonens laddning.

Oxidationsmedel: Det ämne som orsakar oxidationen hos ett annat ämne genom att själv ta upp elektroner. Oxidationsmedlet blir därmed reducerat under reaktionen. Exempel på starka oxidationsmedel inkluderar $F_2(g)$ , $KMnO_4(aq)$ och $O_3(g)$ .
Reduktionsmedel: Det ämne som orsakar reduktionen hos ett annat ämne genom att själv avge elektroner. Reduktionsmedlet blir därmed oxiderat under reaktionen. Exempel på starka reduktionsmedel inkluderar alkalimetaller som $Li(s)$ och $Na(s)$ , samt $H_2(g)$ .
Elektrokemiska spänningsserien: En lista över ämnen ordnade efter deras förmåga att fungera som reduktionsmedel. Ämnen långt till vänster (som kalium och kalcium) är oädla och oxideras lätt, medan ämnen till höger (som guld och platina) är ädla och svåra att oxidera.

Struktur för Daniels element: Består av två halvceller förbundna med en saltbrygga eller ett poröst membran. * Anod (Zn-elektrod): Här sker oxidationen. $Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^-$ . Zinkstaven minskar i massa när zinkatomer går i lösning som joner. * Katod (Cu-elektrod): Här sker reduktionen. $Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s)$ . Kopparjoner i lösningen tar upp elektroner och deponeras som fast koppar på elektroden.
Elektrolytlösningar: Anoden doppas ofta i zinksulfat, $ZnSO_4(aq)$ , och katoden i kopparsulfat, $CuSO_4(aq)$ .
Saltbryggans funktion: Sluter den elektriska kretsen genom att tillåta jonvandring, vilket förhindrar att laddning byggs upp i halvcellerna. Utan saltbryggan skulle strömmen upphöra omedelbart då lösningarna skulle bli elektriskt laddade.
Cellpotential ( $E_{cell}$ ): Den elektriska potentialskillnaden mellan de två elektroderna. Beräknas med formeln $E^{\circ}<em>{cell} = E^{\circ}</em>{katod} - E^{\circ}_{anod}$ . För Daniels element är standardpotentialen ungefär $1.10\,V$ .
Cellschema: Ett standardiserat sätt att skriva cellens uppbyggnad, t.ex. $Zn(s) | Zn^{2+}(aq) || Cu^{2+}(aq) | Cu(s)$ .

Definition: En process där elektrisk energi används för att tvinga fram en icke-spontan kemisk reaktion (där Gibbs fria energi \Delta G > 0). Till skillnad från en galvanisk cell, fungerar elektrolyscellen som en energikonsument.
Elektrodreaktioner vid elektrolys: * Anod: Den elektrod som kopplas till spänningskällans pluspol. Här sker oxidation (t.ex. $2Cl^-(l) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-$ i en smälta). * Katod: Den elektrod som kopplas till spänningskällans minuspol. Här sker reduktion (t.ex. $Na^+(l) + e^- \rightarrow Na(s)$ ).
Överpotential: En ytterligare spänning utöver den teoretiska jämviktspotentialen som krävs för att driva en reaktion vid en viss hastighet, ofta orsakad av kinetiska hinder vid elektrodytorna.
Faradays lagar för elektrolys: * Mängden substans som produceras vid en elektrod är direkt proportionell mot den elektriska laddningen ( $Q$ ) som passerar. * $Q = I \times t$ , där $I$ är strömstyrkan i Ampere ( $A$ ) och $t$ är tiden i sekunder ($$s