Informatics Educational Institutions & Programs

Sähkökemia on fysikaalisen kemian osa-alue, joka tutkii niitä hapettumis-pelkistymisilmiöitä, joissa kuluu tai syntyy sähköenergiaa. Toisiinsa kytketyt, mutta toisistaan erillään tapahtuvat hapettumis- ja pelkistysreaktiot muodostavat usein lämpöenergian sijaan sähköenergiaa. Sähköenergian määrää voidaan laskea jännitteestä, jota on mitattu sähköpiiriin kytketyllä galvanometrillä. Virtapiiriä, jossa sähkökemiallisia reaktioita tapahtuu, kutsutaan sähkökemialliseksi kennoksi.^[1] Sähkökemiallinen kenno muodostaa suljetun virtapiirin, jonka pääosat ovat elektrodit, elektrolyytti ja ulkoinen virtapiiri.^[2]

Sähkökemiallisia reaktioita apuna käyttäviä laitteita ovat autot, taskulaskimet ja matkapuhelimet sekä myös monet muut paristojen tai akkujen avulla toimivia laitteita. Näiden lisäksi esimerkiksi raudan ruostuminen on sähkökemiallinen ilmiö ja useat teolliset prosessit, kuten alumiinin valmistus, perustuvat sähkökemiaan.^[1]

Historia

Sähköä alettiin ymmärtämään 1500-luvulla. Ensimmäisten joukossa sähköä kokeilemassa oli englantilainen lääkäri ja fyysikko William Gilbert, joka tunnettiin 18 vuoden aikana tehdystä magneettikokeestaan. Gilbert tutki lukuisia menetelmiä sähkön tuottamiseksi ja voimistamiseksi. Hän esimerkiksi teki systemaattisia kokeita hankaussähköllä. Vuonna 1600 Gilbert julkaisi teoksessa De Magnete, magnetismin ja sähkön alalla tekemiensä tutkimusten tulokset. Gilbertin teos antoi alkusysäyksen hankaussähkön tutkimiselle.^[3]^[4]

Seuraava sähkötutkimusta suuresti edistävä fyysikko oli saksalainen Otto von Guericke. Guericke teki merkittäviä fysikaalisia kokeita tyhjiön aikaansaamiseksi. Vuonna 1663 hän rakensi ensimmäisen sähkögeneraattorin, joka synnytti staattista sähköä suuren rikkipallon ja tyynyn välisestä kitkasta.^[4]

1700-luvun puoliväliin mennessä ranskalainen kemisti Charles Francois de Cisternay Dufay totesi, että kaikkia aineita voitiin sähköistää hankaamalla, lukuun ottamatta metalleja ja sellaisia aineita, jotka olivat liian pehmeitä hangattavaksi. Dufay osoitti myös, että kaikki aineet voitiin sähköistää koskettamalla niitä sähköistetyllä kappaleella. Vuonna 1773 hän päätyi hypoteesiin kahden sähkövarauksen, positiivisen ja negatiivisen varauksen, olemassaolosta.^[4]

Staattinen sähkö oli 1700-luvun loppupuolen suosittu tutkimusaihe. Vuonna 1790 italialainen lääkäri ja anatomi Luigi Galvani alotti kolmen kokeen koesarjan, joka johti lopulta sähkövirran lähteen eli galvaanisen kennon keksimiseen. Galvani teki sähkökokeita sammakon lihaksilla, kun hän oli lukenut kokeista, jotka käsittelivät sähkön vaikutusta lihaksiin ja hermoihin. Vuonna 1791 Galvani julkaisi esseen De Viribus Electricitatis in Motu Musculari Commentarius, jossa hän ehdotti animaalista sähköä uudeksi sähkön muodoksi salaman tuottaman luonnollisen sähkön ja kitkan tuottaman keinotekoisen staattisen sähkön lisäksi. Alessandro Volta osoitti vuonna 1793, että eläinkudos ei ollut välttämätön virran generointiin. Volta ehdotti, että lähteenä olisi erilaisten metallien välinen kosketus. Näin tuotettua sähköä Volta kutsui metallisähköksi.^[4]

1800-luku

Uusi aikakausi sähkötekniikan historiassa alkoi vuonna 1800. Englantilainen kemisti William Nicholson ja kirurgi Sir Anthony Carlisle rakensivat Englannin ensimmäisen pariston hopearahojen, kuparilevyjen ja suolavedellä kostutettujen pahvilevyjen avulla. Nicholson ja Carlisle upottivat pariston johdot vesiastiaan, jolloin ilmeni kaasukuplia, vetyä ja happea, joten sähkö oli hajottanut veden osiinsa elektrolyysin avulla. Saman veden hajoamisilmiön havaitsi myös saksalainen Johann Ritter, joka toisti kokeen Voltan paristolla. Kyseinen koe osoitti, että sähköllä oli selvä yhteys kemiaan ja muodostui uusi kemian tutkimushaara.^[4]

1800-luvulla merkittävimpiä kemistejä oli englantilainen Sir Humphry Davy, jonka kuuluisimmat tutkimukset liittyivät sähkön kemiallisiin vaikutuksiin. Davy tutki metallien eristämistä elektrolyysin avulla ja onnistui eristämään natriumin, kaliumin ja kalsiumin. Työ elektrolyysin parissa johti johtopäätökseen, että sähkön tuotanto yksinkertaisissa elektrolyyttikennoissa johtui elektrolyytin ja metallien välisistä kemiallisista reaktiosta, ja tapahtui vastakkaisesti varautuneiden aineiden välillä.^[3]^[5]

Ruotsalainen kemisti Jöns Jakob Berzelius antoi omalta osaltaan merkittävän panoksen sähkökemiaan kehittäessään ioniteorian. Berzelius havaitsi, että elektrolyysi johti alkuaineiden muodostumiseen kennon napoihin. Tämä sai hänet olettamaan, että atomit olivat varautuneet ja yhdisteet muodostuivat varausten neutraloinnilla. Kyseinen olettamus on nykytietämyksen valossa todistettu vääräksi.^[3]

Englantilaista kemistiä ja fyysikkoa Michael Faradayta pidetään yhtenä historian suurimmista tiedemiehistä. Vuonna 1832 Faraday teki koeasarjan, jonka avulla keksi induktioilmiön ja ensimmäisen sähkömagneettisen generaattorin periaatteen. Samana vuonna Faraday havaitsi indusoituneen sähkövirran. Se oli ensimmäinen kerta, kun pelkän magneetin avulla oli synnytetty sähköä. Näiden kokeiden avulla oli keksitty uusi sähkön synnyttämistapa eli sähkömagneettinen generaattori.^[3]^[4] Vuonna 1833 Faradayn kokeet saivat hänet toteamaan kaksi sähkökemian lakia eli elektrolyysilait:

Massa, joka vapautuu elektrodilla, on verrannollinen elektrolyytissä kulkevan sähkön määrään.
Massa, jonka tietty sähkömäärä vapautta, on verrannollinen alkuaineen atomipainoon ja kääntäen verrannollinen sen valenssiin, eli elektrolysoitavan ionin varaukseen.^[4]

Vuonna 1836 englantilainen sähkökemisti John Frederic Daniell esitti ensimmäisen käytännöllisen sähköpariston rakenteen. Hän lisäsi kummallekin elektrodille oman elektrolyyttinesteensä ja esti niiden sekoittumisen huokoisella väliseinällä, joka ei kuitenkaan estänyt sähkön kulkua. Daniellin sähköparissa oli sinkkielektrodi sinkkisulfaattiliuoksessa huokoisen savilieriön sisällä ja sen ympärillä kuparisulfaattiliuosta ja sylinterimäinen kuparielektrodi.^[4]

Vuonna 1865 ranskalainen insinööri ja tiedemies Georges Leclanche kehitti 1,5 Voltin sähköparin, joka tuli edellisiä suositummaksi. Kyseisessä sähköparissa elektrolyytit olivat vaarattomia: sinkkielektrodin luona oli ammoniumkloridia ja hiilielektrodin ympärillä hiili- ja mangaanioksidipulverin seosta. Elektrolyytit oli erotettu toisistaan huokoisella seinämällä lasiastian sisällä. Leclanchen sähköpareja käytettiin laajalti rautateiden merkinantolaitteissa ja lennättimissä, myöhemmin myös puhelimissa. Sähköpari kehittyi ajan mukana ja vuoden 1890 tienoilla muuttuivat nykyisiksi kuivapareiksi, joissa lasiastia on korvattu sinkkielektrodikuorella ja elektrolyyttineste elektrolyyttitahnalla.^[4]

Vuonna 1884 ruotsalainen fysikaalinen kemisti Svante Arrhenius julkaisi väitöskirjansa aiheesta Recherches sur la leaderibilité galvanique des électrolytes (Tutkimukset elektrolyyttien galvaanisesta johtavuudesta). Arrhenius päätteli tuloksistaan, että veteen liuenneet elektrolyytit hajoavat tai dissosoituvat sähköisesti vastakkaisiksi positiivisiksi tai negatiivisiksi ioneiksi. Arrheniukselle myönnettiin vuonna 1903 kemian Nobel-palkinto elektrolyyttien liukenemista koskevasta teoriasta.^[3]

Vuonna 1888 saksalainen fyysikko ja fysikaalinen kemisti Walther Hermann Nernst esitteli teorian, joka yhdisti sähkökemiallisen kennon sähkömotorisen voiman sekä virran tuottaman kemiallisen reaktion energian. Hän kehitti yhtälön, joka tunnetaan nimellä Nernstin yhtälö, joka yhdisti kennon jännitteen sen elektrodipotentiaaliin.^[3]^[4]

Vuonna 1898 Fritz Haber osoitti, että elektrolyysiprosesseista voi syntyä vain tiettyjä pelkistystuotteita, jos katodin potentiaali pidetään vakiona. Samana vuonna hän selitti nitrobentseenin pelkistyksen vaiheittain katodilla ja tästä muodostui malli muille vastaaville pelkistysprosesseille.^[3]^[4]

1900-luku

Vuonna 1910 Robert Andrews Millikan ja Harvey Fletcher määrittivät yhden elektronin varauksen ja todistivat alkeisvarauksen olemassaolon öljypisarakokeella.^[6] Kokeessa öljypisaroita suihkutettiin homogeeniseen sähkökenttään. Fletcher onnistui yhden päivän aikana mittaamaan elektronin varauksen usean desimaalin tarkkuudella.^[7]

Vuonna 1923 Johannes Nicolaus Bronsted ja Thomas Martin Lowry esittivät saman teorian happojen ja emästen käyttäytymisestä sähkökemiallisesti. Heidän mukaansa happo oli yhdiste, jolla oli taipumus luovuttaa protoni, kun taas emäs vastaanottaa protonin.^[3]

Sähkökemian perusteet

Hapetus-pelkistysreaktiot

Termi hapetus-pelkistysreaktio, eli redox-reaktio, viittaa sähkökemialliseen reaktioon, jossa yksi tai useampi elektroni siirtyy aineelta toiselle, muuttaen atomin tai ionin hapetuslukua. Reaktio voi tapahtua spontaanisti vapauttamalla kemiallista sähköenergiaa tai keinotekoisesti käyttämällä ulkoista jännitettä (kts. elektrolyysi). Hapettuminen ja pelkistyminen kuvaavat hapetustilan muutosta, joka tapahtuu reaktioon osallistuvissa atomeissa tai ioneissa. Hapettuva aine luovuttaa elektronin/elektroneja, ja pelkistyvä aine vastaanottaa elektronin/elektroneja. Hapettuvan aineen hapetusluku kasvaa, kun taas pelkistyvän aineen hapetusluku pienenee. Hapetusluvun muutos kertoo, kuinka monta elektronia aine on reaktiossa luovuttanut tai vastaanottanut.^[8]^[9]

Esimerkkinä hapettumisesta voidaan käyttää litiumin hapettumista:

${\ce {Li -> Li^+ + e^-}}$

Litiumatomi hapettuu luovuttaen elektronin ja muodostaen litiumionin. Vastaavasti pelkistymisestä yksinkertainen esimerkki on kalsiumin pelkistyminen:

${\ce {Ca^2+ + 2e^- -> Ca}}$

Kalsiumioni pelkistyy vastaanottaen kaksi elektronia, jolloin muodostuu kalsiumatomi.^[8]^[9]

Metallin taipumusta osallistua hapetus-pelkistysreaktioon toisen metallin kanssa, voidaan ennustaa esimerkiksi metallien sähkökemiallisella jännitesarjalla.^[8]

Sähkökemialliset kennot

Sähkökemialliset kennot ovat laitteita, jotka muuntavat kemiallista energiaa sähköksi hapetus-pelkistysreaktioiden avulla. Sähkökemiallisia kennoja ovat mm. galvaaniset kennot.^[10]

Galvaaninen kenno

Galvaaninen kenno on keksijänsä Luigi Galvanin mukaan nimetty tunnetuin sähkökemiallinen kenno, joka tuottaa sähköenergiaa spontaaneista hapetus-pelkistysreaktioista.^[4]

Yksinkertaisessa galvaanisessa kennossa on kaksi elektrolyyttiliuokseen upotettua elektrodia, anodi ja katodi, jotka ovat yhdistetty toisiinsa ulkoisella sähköjohtimella. Kennot ovat yhteydessä toisiinsa joko suolasillan tai puoliläpäisevän kalvon avulla, jotka mahdollistavat sähkövarausten siirtymisen astioiden välillä ionien välityksellä. Elektrodien välinen jännite-ero saa aikaan elektronien virtauksen sähköjohdinta pitkin anodilta katodille. Jännite-ero, eli kennon kennopotentiaali, saadaan laskettua Nernstin yhtälön avulla. Galvaanista kennoa voidaan myös kutsua sähkökemialliseksi pariksi.^[1]

Kennokaavio

Sähkökemiallista kennoa voidaan myös kuvata kennokaaviolla.

Kennokaavion muodostaminen:

- Anodi kirjoitetaan vasemmalle, katodi oikealle.

- Elektrodeja erottavaa suolasiltaa tai puoliläpäisevää kalvoa merkitään kaksoisviivoilla ||

- Faasirajat erotetaan yksinkertaisella viivalla |

Esimerkki sinkin ja kuparin muodostamasta kennokaaviosta:

${\ce {Zn(s)|ZnSO_4(aq)||CuSO_4(aq)|Cu(s)}}$ ^[11]

Hapetus-pelkistysreaktion spontaanisuus

Kun elektroneja siirtyy anodilta sähköjohtimen kautta katodille, tehdään työtä, W. Työn yksikkö on joule [J]. Työ riippuu elektronien aiheuttamasta sähkömotorisesta voimasta eli virtapiirin kahden pisteen välisestä jännitteestä E, jonka yksikkö on voltti [V]. Jännitettä voidaan mitata esimerkiksi volttimittarilla. Jännite voidaan määritellä seuraavan kaavan mukaan:^[1] (Kaavat numeroitu selkeyden vuoksi.)

${\ce {(1)\qquad \qquad \qquad S{\ddot {a}}hk{\ddot {o}}motorinen\;voima\;=\;potentiaaliero\;(V)\;=\;{\frac {ty{\ddot {o}}\;(J)}{varaus\;(C)}}}}$

Yhtälössä varaus, q, on kennossa siirtyvien elektronien ainemäärää kerrottuna Faradayan vakiolla F kaavan

${\ce {(2)\qquad \qquad \qquad q\;=\;nF}}$

mukaisesti. Faradayn vakio kertoo yhden elektronimoolin varauksen coulombeina, C. Vakion arvo on 96485 C/mol.^[1]

Koska systeemistä poistuva työ on negatiivista, voidaan kennon tekemä työ määritellä yhtälön

${\ce {(3)\qquad \qquad \qquad -w\;=\;qE}}$

avulla. Yhtälön mukaan kennon tekemä maksimityö siis saavutetaan, kun kennon potentiaali on suurin mahdollinen. Laskennallisesti saatavaa maksimityötä ei kuitenkaan kennosta onnistuta hyödyntämään, sillä aina osa työstä kuluu muun muassa lämpöön, joka aiheutuu elektronien kulkiessa johtimessa tai vastuksessa.^[1]

Prosessi on spontaani, kun se tapahtuu itsestään ilman ulkopuolista vaikutusta. Prosessin spontaanisuutta voidaan tarkastella Gibbsin energian, G, avulla. Sen yksikkö on joule (J). Gibbsin energian muutos on yhtä suuri kuin maksimityö sellaisessa prosessissa, joka tapahtuu vakiolämpötilassa ja -paineessa. Näin yllä oleva yhtälö (3) saa muodon

${\ce {(4)\qquad \qquad \qquad W_{max}\;=\;-qE_{max}\;=\;\Delta G}}$

josta edelleen

${\ce {(5)\qquad \qquad \qquad \Delta G\;=\;-qE_{max}\;=\;-nFE_{max}}}$

Yleensä käsitellään maksimipotentiaaleja, jolloin yhtälö voidaan kirjoittaa muotoon

${\ce {(6)\qquad \qquad \qquad \Delta G\;=\;-nFE}}$

Kun ${\ce {\Delta G}}$ on negatiivinen, reaktio on spontaani ja silloin kennopotentiaali on positiivinen. Kennoreaktio tapahtuu aina spontaanisti siihen suuntaan, joka tuottaa positiivisen potentiaalin.^[1]

Elektrodipotentiaali

Elektrodeja on useita erilaisia. Yksi niistä on normaalivetyelektrodi(SHE), jonka jännitteeksi on sovittu kaikissa lämpötiloissa tasan 0,00 V.^[1] Normaalivetyelektrodi koostuu lasiputken sisään rakennetusta platinalankaan kiinnitetystä platinalevystä. Levy upotetaan happoliuokseen, jonka ${\ce {H_3O^+}}$ -ionien pituisuus on 1,0 ${\ce {mol/dm^3}}$ . Levyn ohi kuplitetaan kaasua, jonka paine on 101,325 kPa tai 1 bar standarditilan määrittelystä riippuen. Platina katalysoi vetykaasun ja ionien välistä reaktiota sekä toimii elektronien kuljettajana. Vetyelektrodilla tapahtuva reaktio on ^[12]

${\ce {2H^+ (aq) +2e^- -> H_2 (g)}}$

Normaalivetyelektrodi voi toimia kennossa joko anodina tai katodina.^[12] Teoreettisesti hapetus-pelkistysreaktioita voidaan tarkastella erikseen jakamalla hapetus-pelkistysreaktiot erillisiksi osareaktioiksi eli puolireaktioiksi; hapetusreaktioksi ja pelkistysreaktioksi. Galvaanisen kennon potentiaali voidaan mitata, mutta puolireaktioiden potentiaaleja ei voida suoraan mitata. Koska tiedetään, että normaalivetyelektrodin potentiaali on nolla, voidaan määrittää kaikkien muiden puolireaktioiden potentiaalit seuraavan yhtälön mukaan ^[1]

${\ce {E_{kenno}^{\circ }\quad =\quad E_{anodi}^{\circ }\quad +\quad E_{katodi}^{\circ }}}$

Mittauksessa saatuja potentiaaleja sanotaan normaalipotentiaaleiksi, ${\ce {E^{\circ }}}$ . Normaalipotentiaalin yksikkö on voltti (V). Normaalipotentiaaliarvoja on taulukoitu. Taulukossa potentiaalit ovat pelkistyspotentiaaleja, joten kennon potentiaalia laskettaessa on toinen puolireaktio käännettävä, jotta saadaan hapetusreaktion potentiaali. Elektroneja on luovutettava yhtä monta kuin niitä vastaanotetaan, joten puolireaktioita voi joutua kertomaan, jotta saadaan elektronit tasapainotettua. Kun puolireaktioita kerrotaan elektronien tasapainottamiseksi, normaalipotentiaalin arvoa ei kerrota, koska se on intensiivisuure eli riippuu vain siitä, mitä reaktioita tapahtuu.^[1] Aineen hapettumis-/pelkistymiskyky voidaan selvittää normaalipotentiaalien avulla. Mitä suurempi normaalipotentiaali on normaalipotentiaalitaulukossa, sitä paremmin reaktio etenee pelkistyvään suuntaan. Negatiivisimmat normaalipotentiaalit ovat yleensä jaksollisessa järjestelmässä vasemmassa laidassa ja positiivisimmat oikeassa laidassa.^[12]

Elektrolyysi

Elektrolyysi on prosessi, jossa aineita hajotetaan kemiallisesti sähkövirtaa käyttäen elektrolyyteiksi. Tätä prosessia voidaan hyödyntää muun muassa metallien pinnoittamisessa tai puhdistamisessa. Elektrolyysiä voidaan käyttää myös vedyn valmistukseen.^[13]

Elektrolyysissä sähkövirtaa käytetään sähkökemiallisen reaktion aikaansaamiseksi. Tätä varten elektrolyysilaite sisältää elektrolyyttiä, joka voi olla esimerkiksi emäksinen, hapan, suolasulatteen tai suolaliuoksen muodossa. Elektrolyysikennossa positiivinen napa tunnetaan anodina ja negatiivinen napa katodina.

Veden elektrolyysi

Veden elektrolyysissa käytetään sähkövirtaa veden hajottamiseksi vety- ja happimolekyyleiksi. Elektrolyysia kuvataan usein puhtaimpana tapana tuottaa vetyä, kunhan tuotantoon käytettävä sähkö saadaan uusiutuvista energianlähteistä.^[14]

Sähkökemiallisesti veden hajottaminen voidaan esittää seuraavasti:

${\ce {H_2O (l) ->[2 F] H_2 (g) + 1/2 O_2 (g)}}$

Kaavassa F tarkoittaa 1 moolia sähkövarausta, joka on määritelty Faradayn vakiolla F = N_Ae. Tässä N_A = 6,022 x 10²³ on Avogradon vakio ja e = 1,602 x 10^-19 C on alkeisvaraus.^[10]

Sovellukset

Korroosio

Korroosio on sähkökemiaan kuuluva prosessi, jossa materiaali joko reagoi ympäristönsä kanssa tai sen eri osat reagoivat keskenään ja sen seurauksena materiaali alkaa tuhoutua. Tämä voi näkyä ulospäin muun muassa ruosteena (raudan korroosio) tai tummumisena erilaisissa metalleissa. Korroosiota voi myös esiintyä polymeereissä ja keraamissa, mutta metallit ovat alttiimpia sen vaikutukselle.^[15] Korroosioon voi vaikuttaa erilaiset ympäristötekijät, kuten veden ja hapen reagoimisesta.^[10]

Akku

Lyijyakku

Lyijyakkua käytetään autoissa ja monissa muissa kulkuneuvoissa. Se on merkittävä sähkökemian sovellus, sillä sen käyttölämpötila on laaja ja se toimii useita vuosia. Anodina toimii metallinen lyijy ja katodina lyijyoksidilla peitetty lyijy. Anodi ja katodi ovat rikkihappoliuoksessa. Lyijyakun purkautuessa elektrodin pinnalle muodostuu lyijysulfaattia.

Lyijyakussa tapahtuvat puolireaktiot:

${\ce {Anodi: Pb + HSO_4^- -> PbSO_4 + H^+ +2 e^-}}$

${\ce {Katodi: PbO_2 + HSO_4^- + 3H^+ +2e^- -> PbSO_4 + 2H_2 O}}$

Kennoreaktio:

${\ce {Pb(s) + PbO_2 + 2H^+ (aq) + 2HSO_4^- -> 2 PbSO_4 (s) + 2H_2 O (l)}}$

Akku voidaan ladata pakottamalla virta kulkemaan normaalista vastakkaiseen suuntaan, jolloin lyijysulfaatti reagoi takaisin lyijyksi ja lyijyoksidiksi. Rikkihappoa kuluu akun varauksen purkautuessa. Näin myös elektrolyyttiliuoksen tiheys pienenee ja akun kuntoa voidaankin tarkkailla seuraamalla elektrolyyttiliuoksen tiheyttä.^[1]

Litiumioniakku

Litiumioniakku, eli Li-ion-akku, on tehokas ja laajasti käytössä oleva akkutyyppi.^[16] Ensimmäiset kaupalliset versiot tulivat markkinoille 1991. Litiumioniakuissa on suuri energiatiheys, ne ovat kevyitä ja niillä on pitkä käyttöikä.^[17] Niitä on muun muassa matkapuhelimissa, kannettavissa tietokoneissa ja sähkökäyttöisissä työkoneissa. Sähköpolkupyörissä ja tasapainoskoottereissa käytetään myös usean kilon painoisia litiumioniakkuja.^[16] Myös sähköautoissa käytetään Li-ion-akkuja.^[17]

Litiumioniakuissa on samankaltainen rakenne kuin muissakin akuissa. Siinä on positiivinen ja negatiivinen elektrodi. Elektrodit pitää erillään niiden välissä oleva erotinkalvo ja elektrodien välissä on myös litiumioneja johtava elektrolyyttiliuos.^[17]

Esimerkki litiumioniakussa tapahtuvista puolireaktioista akun purkautuessa:

${\ce {Anodi:\; c\; + \; x \, Li^{x}\; + \; x \, e^- \; <=> \; Li_{x}\, C}}$

${\ce {Katodi:\;LiCoO_{2}\;<=>\;Li_{(}1-x)CoO_{2}\;+\;x\,Li^{+}\;+x\;e^{-}}}$

Kokonaisreaktio:

${\ce {LiCoO_{2}\;+\;C\;<=>\;Li_{x}C\;+\;Li_{(}1-x)CoO_{2}}}$

Elektronit virtaavat anodilta katodille varauksen purkautuessa ja litiumionit kulkeutuvat elektrolyytin kautta katodille. Kun akkua ladataan, ovat kulkusuunnat päinvastaiset.^[17]

Lähteet

↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j ^k Zumdahl, Steven: Chemical Principles. .
↑ Hänninen, Hanna ym.: Tekniikan kemia. , 2022.
↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h Electrochemistry Encyclopedia -- Pillars of modern electrochemistry: a brief history knowledge.electrochem.org. Viitattu 11.5.2024.
↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j ^k ^l Lindell, Ismo: Sähkön pitkä historia. Otatieto, 2009.
↑ Engels, Siegfried & Novak, Alois: Kemian keksintöjä: Alkuaineiden löytöhistoria. , 1993.
↑ Millikain, Robert A.: The Isolation of an Ion, a Precision Measurement of its Charge, and the Correction of Stokes’s law (PDF) 1911.
↑ Perry, Michael F.: Remembering the oil-drop experiment. Physics Today, 2007.
↑ ^a ^b ^c Järvenpää, R., (2007). Prosessivesien puhdistaminen kuparista elektrolyyttisesti. https://www.theseus.fi/bitstream/handle/10024/8601/J%E4rvenp%E4%E4.Riikka.pdf?sequence=2
↑ ^a ^b Egon Wiberg, Nils Wiberg, A. F. Holleman: Inorganic chemistry. San Diego : Berlin ; New York: Academic Press ; De Gruyter, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9.
↑ ^a ^b ^c Bagotsky, V. & Mueller, K.: Fundamentals of electrochemistry. , 2006.
↑ Sirkiä, Taina. (2015). Sähköparin oppimista tukeva tietokonesimulaatio kemian lukio-opetukseen. https://kemia.ovh/ont/Sirki%C3%A4_T_2015_progradututkielma.pdf
↑ ^a ^b ^c Kaila, Leena ym.: Reaktio 4 Metallit ja materiaalit. SanomaPro, 2014.
↑ Vuorio, E. & Vasara, L. & Illikainen, E. (2017). E-opas elektrolyysin opetukseen lukiossa (PDF) https://journals.helsinki.fi/lumatb/article/download/1179/1169/3770
↑ A.T. Raissi, D.L. Block: Hydrogen: Automotive fuel of the future. IEEE Power and Energy Magazine, 2004-11, 2. vsk, nro 6, s. 40–45. doi:10.1109/MPAE.2004.1359020. ISSN 1540-7977. Artikkelin verkkoversio. en
↑ Kunnossapitoyhdistys ry, useita kirjoittajia: Korroosiokäsikirja. , 2004.
↑ ^a ^b Turvallisuus- ja kemikaalivirasto: Litiumioniakkujen elinkaari hankinnasta hävittämiseen Turvallisuus- ja kemikaalivirasto.
↑ ^a ^b ^c ^d Kittilä, J., (2022). Akkujen elinkaarianalyysi ja hiilijalanjälki. https://trepo.tuni.fi/bitstream/handle/10024/139416/KittiläJoona.pdf?sequence=2&isAllowed=y

Katso myös

Aiheesta muualla

Commons

Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Sähkökemia.

Tämä kemiaan liittyvä artikkeli on tynkä. Voit auttaa Wikipediaa laajentamalla artikkelia.

[:0-1] ↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j ^k Zumdahl, Steven: Chemical Principles. .

[2] Hänninen, Hanna ym.: Tekniikan kemia. , 2022.

[:1-3] ↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h Electrochemistry Encyclopedia -- Pillars of modern electrochemistry: a brief history knowledge.electrochem.org. Viitattu 11.5.2024.

[:2-4] ↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j ^k ^l Lindell, Ismo: Sähkön pitkä historia. Otatieto, 2009.

[5] Engels, Siegfried & Novak, Alois: Kemian keksintöjä: Alkuaineiden löytöhistoria. , 1993.

[6] Millikain, Robert A.: The Isolation of an Ion, a Precision Measurement of its Charge, and the Correction of Stokes’s law (PDF) 1911.

[7] Perry, Michael F.: Remembering the oil-drop experiment. Physics Today, 2007.

[:4-8] Järvenpää, R., (2007). Prosessivesien puhdistaminen kuparista elektrolyyttisesti. https://www.theseus.fi/bitstream/handle/10024/8601/J%E4rvenp%E4%E4.Riikka.pdf?sequence=2

[:3-9] Egon Wiberg, Nils Wiberg, A. F. Holleman: Inorganic chemistry. San Diego : Berlin ; New York: Academic Press ; De Gruyter, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9.

[:5-10] Bagotsky, V. & Mueller, K.: Fundamentals of electrochemistry. , 2006.

[11] Sirkiä, Taina. (2015). Sähköparin oppimista tukeva tietokonesimulaatio kemian lukio-opetukseen. https://kemia.ovh/ont/Sirki%C3%A4_T_2015_progradututkielma.pdf

[:6-12] Kaila, Leena ym.: Reaktio 4 Metallit ja materiaalit. SanomaPro, 2014.

[13] Vuorio, E. & Vasara, L. & Illikainen, E. (2017). E-opas elektrolyysin opetukseen lukiossa (PDF) https://journals.helsinki.fi/lumatb/article/download/1179/1169/3770

[14] A.T. Raissi, D.L. Block: Hydrogen: Automotive fuel of the future. IEEE Power and Energy Magazine, 2004-11, 2. vsk, nro 6, s. 40–45. doi:10.1109/MPAE.2004.1359020. ISSN 1540-7977. Artikkelin verkkoversio. en

[15] Kunnossapitoyhdistys ry, useita kirjoittajia: Korroosiokäsikirja. , 2004.

[:7-16] Turvallisuus- ja kemikaalivirasto: Litiumioniakkujen elinkaari hankinnasta hävittämiseen Turvallisuus- ja kemikaalivirasto.

[:8-17] Kittilä, J., (2022). Akkujen elinkaarianalyysi ja hiilijalanjälki. https://trepo.tuni.fi/bitstream/handle/10024/139416/KittiläJoona.pdf?sequence=2&isAllowed=y

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]

[16]

[17]