Hoofdstuk 3: Elektrochemie / biosensoren
Elektrochemie
Inleiding
Elektrochemie = studie van wisselwerking tussen chemische en elektrische verschijnselen aan
elektroden in elektrolytoplossingen, gebaseerd op kwantitatief verband tussen grootte van
waargenomen elektrisch signaal en concentratie van elektroactief bestanddeel
Elektrode = geleider waar doorheen een elektrische stroom een niet-metallisch deel van een
elektrisch circuit binnentreedt of verlaat, meestal opgebouwd uit metalen. Thv interfase elektrode
verlopen elektrodereacties waarbij elektroactief bestanddeel gereduceerd of geoxideerd wordt
Indicatorelektrodes (in galvanische cel)
Werkelektrodes (in elektrolytische cel)
Referentie-elektrodes (ter controle)
Basiswetten
1. De wet van Ohm: U = I*R
2. De wet van Faraday: m = M*I*t/z*F Q = I*t
3. De wet van Nernst: Beschrijft het verband tussen het potentiaalverschil E tussen 2
elektroden en de concentraties van de bij de elektrodereacties betrokken componenten:
E = Eo’ + 0.059/z x log [Ox]/[Red]
Elektrolytoplossingen: elektrolyten met water of andere solventen -> splitsen in anionen (-) en
kationen (+) -> ionenbalans in evenwicht!
Elektrolyt = bestanddeel dat de eigenschap bezit om in oplossing de elektrische stroom te geleiden
Elektrochemische cel = systeem dat elektromotorische kracht produceert, bestaat uit 2 halfcellen die
elk een elektrode bevatten (anion en kation) die met elkaar in verbinding staan door zoutbrug
Galvanische cel
Elektrolyse cel
Elektronegativiteit = neiging om elektronen aan te trekken:
Neemt toe naarmate een atoom de octetstructuur in de buitenste schil benadert (links naar
rechts in tabel)
Neemt af met het aantal schillen die de atoomkern omgeven (boven naar onder in tabel)
Kathode: altijd reductie; anode: altijd oxidatie
Elektronen opnemen: worden gereduceerd; elektronen afgeven: worden geoxideerd
Elektronen altijd van positief naar negatief, maar elektriciteit andersom!
Potentiaal tussen metaal en oplossing
Elektrodepotentiaal: er ontstaat een potentiaalverschil tussen metaal en oplossing als gevolg van 2
reacties die elkaar tegenwerken:
, 1. Oplossingsdruk P: metaal heeft neiging om elektronen af te staan aan oplossing -> ionen
blijven achter op zinkstaafje -> krijgt negatieve lading -> metaal verliest elektronen =
geoxideerd -> potentiaalverschil tussen metaal en oplossing
Znvast Zn2+ + 2e-
2. Ionendruk p: positieve ionen gaan zich weer ontladen door de aantrekkingskracht van het
negatief geladen metaal. Metaalatomen worden afgezet aan het elektrodeoppervlak: Zn 2+ +
2e- Znvast
Evenwicht tussen geoxideerde en gereduceerde toestand metaal als oplossingsdruk = ionendruk:
Znvast ↔ Zn2+ + 2e- evenwicht bepaalt de elektrodepotentiaal E
Ligging evenwicht (elektropotentiaal E) afhankelijk van:
Aard metaal: hoe minder elektronegatief, hoe groter E
Concentratie ionen in oplossing:
- P > p: metaal lost verder op -> metaal wordt meer negatief tov oplossing ->
potentiaalverschil stijgt
- P < p: ionen ontladen -> metaal wordt meer positief tov oplossing -> potentiaalverschil
daalt
- P = p: evenwicht bereikt
Standaard elektrodepotentiaal: meten tov referentiepunt (=waterstofelektrode)
Zink: elektronen afstaan = oxidatie = anode = negatief geladen
Koper: elektronen opnemen = reduceren = kathode = positief geladen
Wet van Nernst:
Metaalelektrode: E = Eo + 0.059/n x log[M n+]
Gaselektrode of niet-metaalelektrode: E = Eo + 0.059/n x log 1/[NM n-]n
Elektrochemische cellen
De galvanische cel
Chemische reactie tov elektroden verloopt spontaan, potentiaalverschil wordt geproduceerd door
omzetting chemische -> elektrische energie
Toepassing: niet heroplaadbare en heroplaadbare batterijen
Elektrochemie
Inleiding
Elektrochemie = studie van wisselwerking tussen chemische en elektrische verschijnselen aan
elektroden in elektrolytoplossingen, gebaseerd op kwantitatief verband tussen grootte van
waargenomen elektrisch signaal en concentratie van elektroactief bestanddeel
Elektrode = geleider waar doorheen een elektrische stroom een niet-metallisch deel van een
elektrisch circuit binnentreedt of verlaat, meestal opgebouwd uit metalen. Thv interfase elektrode
verlopen elektrodereacties waarbij elektroactief bestanddeel gereduceerd of geoxideerd wordt
Indicatorelektrodes (in galvanische cel)
Werkelektrodes (in elektrolytische cel)
Referentie-elektrodes (ter controle)
Basiswetten
1. De wet van Ohm: U = I*R
2. De wet van Faraday: m = M*I*t/z*F Q = I*t
3. De wet van Nernst: Beschrijft het verband tussen het potentiaalverschil E tussen 2
elektroden en de concentraties van de bij de elektrodereacties betrokken componenten:
E = Eo’ + 0.059/z x log [Ox]/[Red]
Elektrolytoplossingen: elektrolyten met water of andere solventen -> splitsen in anionen (-) en
kationen (+) -> ionenbalans in evenwicht!
Elektrolyt = bestanddeel dat de eigenschap bezit om in oplossing de elektrische stroom te geleiden
Elektrochemische cel = systeem dat elektromotorische kracht produceert, bestaat uit 2 halfcellen die
elk een elektrode bevatten (anion en kation) die met elkaar in verbinding staan door zoutbrug
Galvanische cel
Elektrolyse cel
Elektronegativiteit = neiging om elektronen aan te trekken:
Neemt toe naarmate een atoom de octetstructuur in de buitenste schil benadert (links naar
rechts in tabel)
Neemt af met het aantal schillen die de atoomkern omgeven (boven naar onder in tabel)
Kathode: altijd reductie; anode: altijd oxidatie
Elektronen opnemen: worden gereduceerd; elektronen afgeven: worden geoxideerd
Elektronen altijd van positief naar negatief, maar elektriciteit andersom!
Potentiaal tussen metaal en oplossing
Elektrodepotentiaal: er ontstaat een potentiaalverschil tussen metaal en oplossing als gevolg van 2
reacties die elkaar tegenwerken:
, 1. Oplossingsdruk P: metaal heeft neiging om elektronen af te staan aan oplossing -> ionen
blijven achter op zinkstaafje -> krijgt negatieve lading -> metaal verliest elektronen =
geoxideerd -> potentiaalverschil tussen metaal en oplossing
Znvast Zn2+ + 2e-
2. Ionendruk p: positieve ionen gaan zich weer ontladen door de aantrekkingskracht van het
negatief geladen metaal. Metaalatomen worden afgezet aan het elektrodeoppervlak: Zn 2+ +
2e- Znvast
Evenwicht tussen geoxideerde en gereduceerde toestand metaal als oplossingsdruk = ionendruk:
Znvast ↔ Zn2+ + 2e- evenwicht bepaalt de elektrodepotentiaal E
Ligging evenwicht (elektropotentiaal E) afhankelijk van:
Aard metaal: hoe minder elektronegatief, hoe groter E
Concentratie ionen in oplossing:
- P > p: metaal lost verder op -> metaal wordt meer negatief tov oplossing ->
potentiaalverschil stijgt
- P < p: ionen ontladen -> metaal wordt meer positief tov oplossing -> potentiaalverschil
daalt
- P = p: evenwicht bereikt
Standaard elektrodepotentiaal: meten tov referentiepunt (=waterstofelektrode)
Zink: elektronen afstaan = oxidatie = anode = negatief geladen
Koper: elektronen opnemen = reduceren = kathode = positief geladen
Wet van Nernst:
Metaalelektrode: E = Eo + 0.059/n x log[M n+]
Gaselektrode of niet-metaalelektrode: E = Eo + 0.059/n x log 1/[NM n-]n
Elektrochemische cellen
De galvanische cel
Chemische reactie tov elektroden verloopt spontaan, potentiaalverschil wordt geproduceerd door
omzetting chemische -> elektrische energie
Toepassing: niet heroplaadbare en heroplaadbare batterijen
