Elektrokimya (Redoks, Piller ve Elektroliz)

Elektrokimyanın temelinde elektron alışverişi vardır. Bir maddeden bir maddeye elektron aktarıldığında iki şey olur: bir taraf elektron kaybederken diğer taraf kazanır. Bu alışverişin her bir ucunu kimyada ayrı ayrı adlandırırız.

İki Temel Kavram: İndirgenme ve Yükseltgenme

• İndirgenme (redüksiyon): Bir atomun ya da iyonun elektron alarak yükseltgenme basamağının azalması olayıdır. Denklemlerde elektron girenler tarafında yer alır.
• Yükseltgenme (oksidasyon): Bir atomun ya da iyonun elektron vererek yükseltgenme basamağının artması olayıdır. Denklemlerde elektron ürünler tarafında yer alır.

İngilizce reduction (indirgenme) ve oxidation (yükseltgenme) sözcüklerinin baş harfleri birleştirilerek bu tepkime sınıfına redoks adı verilmiştir. Bir tepkimede hem indirgenme hem yükseltgenme birlikte gözlendiği için bu sınıfın adı iki olayı aynı anda içerir.

Terazi Analojisi: İndirgen ve Yükseltgen

Eşit kollu bir teraziyi iki yarı tepkime gibi düşünün. Bir kefeye elektron verildiğinde o kefe aşağı iner (indirgenir), karşı kefeyi yukarı iter (yükseltir). Bir kefeden elektron alındığında o kefe yukarı çıkar (yükseltgenir), karşı kefeyi aşağı iter (indirger).

• İndirgen: Elektron veren, kendisi yükseltgenen, karşıdakini indirgeyen tür.
• Yükseltgen: Elektron alan, kendisi indirgenen, karşıdakini yükseltgeyen tür.

Yükseltgenme Basamağı (YB) — Kurallar

Atomun ya da iyonun tek başına taşıdığı yüke yükseltgenme basamağı denir. AYT sorularının neredeyse yarısı doğru YB ataması gerektirir.

Durum	Kural	Örnek
Atomik / moleküler element	0	Na, Fe, H₂, O₂, Cl₂ → 0
Monatomik iyon	Yüküne eşit	Na⁺: +1, Ca²⁺: +2, Cl⁻: −1
Çok atomlu iyon	Toplam = iyon yükü	SO₄²⁻ → toplam −2
Bileşik	Toplam = 0	NaCl: (+1) + (−1) = 0
Oksijen (genel)	−2	Na₂O, MgO, CO₂
Oksijen (peroksit)	−1	H₂O₂, Na₂O₂
Oksijen (süperoksit)	−1/2	KO₂, LiO₂
Oksijen (OF₂)	+2	Flor bileşiğinde istisna
Hidrojen (ametale karşı)	+1	HCl, H₂O, NH₃
Hidrojen (metale karşı)	−1	NaH, CaH₂ (metal hidrür)
1A bileşikte	+1	Li, Na, K, Rb, Cs
2A bileşikte	+2	Be, Mg, Ca, Sr, Ba (ve Zn)
Flor (bileşikte)	−1	HF, NaF, OF₂

Örnek YB Hesapları

• CO₂: C + 2(−2) = 0 ⇒ C = +4
• KMnO₄: (+1) + Mn + 4(−2) = 0 ⇒ Mn = +7
• Cr₂O₇²⁻: 2Cr + 7(−2) = −2 ⇒ Cr = +6
• NH₄⁺: N + 4(+1) = +1 ⇒ N = −3
• NO₃⁻: N + 3(−2) = −1 ⇒ N = +5

Azot, amonyum nitrat (NH₄NO₃) gibi bileşiklerde aynı anda iki farklı YB taşıyabilir: amonyumdaki N: −3, nitrattaki N: +5. ÖSYM bu nüansı soru köküne taşımıştır.

AYT'de zaman en değerli kaynaktır. Bir tepkimenin redoks olup olmadığını tespit ederken her atomun YB'sini tek tek yazmak 2–3 dakikanızı götürür. Çok daha hızlı bir yol vardır.

Altın Kural: Atomik/Moleküler Element

Neden? Atomik ya da moleküler elementin YB'si 0'dır. Bileşiğe dönüşürken (ya da bileşikten çıkarken) mutlaka elektron alır veya verir; bu da bir yükseltgenme/indirgenme çiftini zorunlu kılar.

Kuralın Tersi Geçerli mi?

Hayır. "Atomik/moleküler element yoksa redoks değildir" diyemezsiniz. İyonlar arası da redoks olabilir (örn. Fe²⁺ + H₂O₂ → Fe³⁺ + H₂O; Fe⁺² → +3 yükseltgenmiş, O: −1 → −2 indirgenmiştir). Bu durumda her bileşiğin YB'sini tek tek incelemek gerekir.

Uygulama: Hangisi Redoks?

ÖSYM iki klasik soru yöneltir: "Hangisi redoks tepkimesidir?" ve "Hangisi redoks tepkimesi DEĞİLDİR?" Akış:

1. Girenlerde veya ürünlerde atomik/moleküler element ARA. Varsa → redokstur, başka bakma.
2. Hiçbirinde yoksa → "olabilir", YB incelemesi şarttır.
3. "Değildir" sorusunda önce atomik/moleküler elementi olan seçenekleri ele ve kalan tek seçeneğe odaklan.

Redoks denkleştirme normal denkleştirmeden farklıdır. Yalnız atom sayıları değil, aynı zamanda alınan ve verilen elektron sayıları da eşitlenmelidir. Sınavda karşılaşacağınız her soruyu bitiren 6 adımlık sistem aşağıdadır.

Adım Adım Denkleştirme

1. Tüm atomların YB'sini yaz. Anahtar elementlerden başla: Oksijen (−2), hidrojen (+1), 1A (+1), 2A (+2), flor (−1).
2. YB'si değişen elementleri belirle ve alınan/verilen elektron sayısını hesapla. Aynı elementin iki ayrı bileşikte farklı katsayısı varsa önce atom sayılarını eşitle.
3. Alınan = verilen olacak şekilde her iki yarı tepkimeyi uygun sayılarla çarp (ortak en küçük kat).
4. Çarpım katsayılarını önce ÜRÜNDEKİ bileşiğin, sonra girendekinin önüne yaz. Sıra çok önemli: önce ürün, sonra giren.
5. MAHO sırasıyla kalan atomları denkleştir: Metal, Ametal, Hidrojen, Oksijen.
6. Atom ve yük kontrolü yap. Her iki tarafta atomlar eşit ve toplam yük eşit olmalıdır.

Klasik Örnek — Bakır ve Nitrik Asit

Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

YB: Cu: 0 → +2 (verdi 2 e⁻, yükseltgendi). N (HNO₃ → NO): +5 → +2 (aldı 3 e⁻, indirgendi).

Eşitleme: 3·(Cu → Cu²⁺ + 2e⁻) verir 6 e⁻; 2·(N⁺⁵ + 3e⁻ → N⁺²) alır 6 e⁻.

Katsayı: 3 Cu(NO₃)₂, 2 NO. Sonra 3 Cu, ardından HNO₃ sayısı için tüm N'leri topla: 3·2 (Cu(NO₃)₂) + 2 (NO) = 8 HNO₃. Son olarak H ve O kontrolü: 8 H → 4 H₂O.

Denk tepkime: 3 Cu + 8 HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

Aynı Bileşiğin Çift Katılımı — Elektron Toplama

Bazı tepkimelerde aynı bileşikteki farklı iki element aynı anda yükseltgenebilir (ya da aynı anda indirgenebilir). Örnek: Bi₂S₃ + HNO₃ → Bi(NO₃)₅ + H₂SO₄ + NO₂ + H₂O. Burada Bi (+3 → +5) ve S (−2 → +6) birlikte yükseltgenir.

Kural: Aynı bileşikte iki element değişiyorsa alınan/verilen elektron sayıları toplanır. Bi₂S₃'te 2 Bi × 2 e⁻ = 4 e⁻ verir; 3 S × 8 e⁻ = 24 e⁻ verir; toplam bileşik başına 28 e⁻ verir. N ise 1 e⁻ alır. Bu nedenle HNO₃ katsayısı 28 olur.

Suyun Katsayısı Kısa Yolu (MAHO)

Redoks denkleştirme sorularının büyük kısmı "suyun katsayısı kaç olur?" diye sorar. Çoğunlukla H ve O sayılarını son adımda denkleştirdiğiniz için su katsayısı, hidrojen sayısı ile doğrudan ilişkilidir. H sayısını girenlerde belirleyip 2'ye böldüğünüzde su katsayısı çıkar; sonra oksijen kontrolü yaparak sağlaması yapılır.

Metallerin elektron verme eğilimine aktiflik denir. Aktif metal rahat elektron verir, dolayısıyla kolayca yükseltgenir. Aktiflik hem doğadaki tepkimeleri hem de pil davranışını belirlediği için elektrokimyanın kilit kavramıdır.

Aşınan Aktiftir — Temel İlke

Bir metal çubuk, içinde başka bir metalin iyonu bulunan çözeltiye daldırıldığında iki şey olabilir: çubuk aşınır (çözeltiye geçer) ya da hiçbir şey olmaz. Hangisi olacağını aktiflik belirler.

• Çubuk aşınıyorsa: Çubuk metali, çözeltideki iyonun metalinden daha aktiftir. Elektron verip çözeltiye geçer; çözeltideki iyon elektron alıp çubuk üzerine birikmeye başlar.
• Hiçbir değişim yoksa: Çubuk, çözeltideki metal iyonundan daha pasiftir.

Örnek: Çinko çubuğu CuSO₄ çözeltisine daldırdığımızda çinko aşınır, bakır çöker. Çünkü Zn > Cu aktiflik sırasına sahiptir. Tersini yaparsak (bakır çubuk + ZnSO₄) hiçbir şey olmaz.

Hidrojen Referanslı Aktiflik Sınıflaması

Sınıf	Kimler	Asit Tepkimesi
Aktif (H'den aktif)	K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb	Her asit ile: H₂ gazı çıkar
Yarı soy	Cu, Hg (bazen Ag)	Sadece HNO₃ ve der. H₂SO₄ ile: NO / NO₂ / SO₂
Soy	Ag, Pt, Au	Sadece kral suyu (3 HCl + HNO₃)

Aktif Metalin Asitle Tepkime Şablonu

Aktif metal (M) herhangi bir asitle (HA) tepkime verir: M + HA → MA + H₂. Örneğin:

• Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂
• Mg + H₂SO₄ (seyreltik) → MgSO₄ + H₂
• 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂

Yarı Soy Metallerin Asitle Tepkimesi

Bakır gibi metaller hidrojenden pasif olduğu için H₂ çıkartamaz. Yapısında oksijen bulunan nitrik asit ve sülfürik asit (derişik) devreye girer; farklı bir gaz açığa çıkar:

• 3 Cu + 8 HNO₃ (seyreltik) → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O
• Cu + 4 HNO₃ (derişik) → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O
• Cu + 2 H₂SO₄ (derişik) → CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

Amfoter Metaller

Alüminyum, çinko, kalay, kurşun, krom ve berilyum hem asit hem bazla tepkime verebilir; bunlara amfoter metaller denir ("Al sana papuç zannetme çarık beyefendi"). Bazla tepkime aktif metallerde yalnızca amfoter metallere özgüdür.

• 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂ (asitle aktif metal davranışı)
• 2 Al + 2 NaOH + 2 H₂O → 2 NaAlO₂ + 3 H₂ (bazla amfoter davranış, H₂ yine çıkar)

Lise Sıralarındaki Bacanaklar — Suyla Tepkime Veren Aktif Grup

1A ve 2A grubundan Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba o kadar aktiftir ki saf suyla bile tepkime verir. Örnek: 2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂. Bu nedenle sodyum laboratuvarda gazyağı içinde saklanır.

Örnek: Aktiflik Sıralaması

"X metali HCl ile tepkime veriyor, H₂ gazı çıkıyor. Y metali HCl ile tepkime vermiyor ama HNO₃ ile tepkime verip NO₂ gazı çıkartıyor. Z metali HNO₃ ile de tepkime vermiyor." Bu bilgilerden aktiflik sıralaması nedir?

X aktif (H'den aktif), Y yarı soy, Z soy. Aktiflik: X > H > Y > Z. Çok klasik bir AYT sorusudur; aşınan/asit tepkimesi yorumlarının temelidir.

Bir metal, iyonunun bulunduğu çözeltiye daldırıldığında metalin elektron verme (ya da alma) eğiliminin bir sayısal ölçüsü vardır: standart elektrot potansiyeli (E°).

Standart Koşullar

E° ancak belirli koşullarda ölçülürse anlamlıdır:

• Sıcaklık: 25°C
• Basınç: 1 atm (gaz elektrotlarda)
• İyon derişimi: 1 M

E° üzerindeki küçük 0 işareti bu koşulları ifade eder. Derişim 1 M değilse "standart değilsin" denir; artık E değil E_pil hesaplanır (Nernst denklemi — bkz. bölüm 9).

Standart Hidrojen Elektrodu (SHE)

Mutlak bir elektrot potansiyeli ölçülemez; yalnız iki yarı hücre arasındaki fark voltmetre ile okunabilir. Bu yüzden bir referans seçilmiştir: standart hidrojen elektrodu.

SHE: 1 M HCl çözeltisine daldırılmış platin levha üzerine 1 atm basınçta H₂ gazı gönderilerek hazırlanır. Bu elektrottaki yarı tepkime:

2 H⁺(1 M) + 2 e⁻ ⇌ H₂(g, 1 atm) E° = 0,00 V

SHE'nin E° değeri tanım gereği 0 kabul edilir. Diğer tüm elektrotlar SHE'ye karşı ölçülür; voltmetredeki değer doğrudan o elektrotun E° değerini verir.

Standart İndirgenme Potansiyeli Tablosu (Kısa)

Yarı Tepkime (indirgenme)	E° (V)
F₂ + 2e⁻ → 2F⁻	+2,87
Ag⁺ + e⁻ → Ag	+0,80
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0,34
2H⁺ + 2e⁻ → H₂ (SHE)	0,00
Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni	−0,25
Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe	−0,44
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	−0,76
Al³⁺ + 3e⁻ → Al	−1,66
Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg	−2,37
Li⁺ + e⁻ → Li	−3,04

Neden Hidrojeni Referans Seçtik?

• Hazırlanması kolay — HCl her laboratuvarda vardır.
• Platin soy metaldir; aşınmaz, hiçbir şeyle tepkimeye girmez. Yalnızca elektron iletir.
• Gaz elektrodu olduğu için ölçülebilirliği yüksektir.
• Uluslararası bir standart olarak kabul görmüştür.

Kendiliğinden gerçekleşen bir redoks tepkimesinden elektrik enerjisi üreten sisteme galvanik pil (ya da voltaik pil) denir. Adını deneylerin ilk mimarlarından İtalyan bilimciler Luigi Galvani ve Alessandro Volta'dan alır. AYT'de bu bölüm iki soru getirebilecek kadar önemlidir.

Daniell Pili — Klasik Örnek

İngiliz kimyacı John Frederic Daniell 1836'da şu sistemi kurmuştur:

• Sol yarı hücre: Çinko elektrot, 1 M ZnSO₄ çözeltisi içinde.
• Sağ yarı hücre: Bakır elektrot, 1 M CuSO₄ çözeltisi içinde.
• İki elektrot voltmetre ile dış devreden bağlı.
• İki yarı hücre ortadan bir tuz köprüsü ile bağlı (örneğin KCl dolgulu).

Tuz köprüsü daldırıldığı anda voltmetre 1,10 V göstermeye başlar — pil çalışıyor demektir.

Anot ve Katotta Ne Olur?

Çinko, bakırdan daha aktiftir (E°_Zn²⁺/Zn = −0,76 V < E°_Cu²⁺/Cu = +0,34 V). Bu yüzden:

• Anot (Zn yarı hücresi): Zn(k) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻ — yükseltgenme. Zn levhası çözünür, kütlesi azalır; Zn²⁺ iyon derişimi artar.
• Katot (Cu yarı hücresi): Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(k) — indirgenme. Cu²⁺ iyonları levhaya çöker; levhanın kütlesi artar, çözeltideki Cu²⁺ derişimi azalır.
• Net pil tepkimesi: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
• E°_pil: E°_katot − E°_anot = 0,34 − (−0,76) = +1,10 V

Tuz Köprüsünün İşlevi

Tuz köprüsü, içine genellikle KCl veya KNO₃ konmuş jel/filtre köprüsüdür. İki yarı hücre arasındaki yük dengesini korur. Pil çalıştıkça anot kabında (+) fazlası, katot kabında (−) fazlası birikir; tuz köprüsündeki iyonlar bu dengesizliği giderir:

• Anyonlar (Cl⁻): Anot tarafına göç eder (pozitif yükü nötrler).
• Katyonlar (K⁺): Katot tarafına göç eder (negatif yükü nötrler).

Tuz köprüsü olmadan yarı hücreler dengesiz kalır ve pil durur.

Dış Devrede Elektron Akışı

Dış devrede elektronlar her zaman ANOTTAN KATOTA doğru akar. Daniell pilinde çinko elektrottan bakır elektroda akar. Konvansiyonel akım yönü (pozitif yük akışı) ise bunun tersidir (katottan anota).

Pil Şeması (IUPAC)

Galvanik pili kısaca göstermek için standart bir notasyon kullanılır:

Zn(k) | Zn²⁺(1 M) || Cu²⁺(1 M) | Cu(k)

• Sol taraf her zaman anottur.
• Sağ taraf her zaman katottur.
• Tek çizgi (|) faz sınırını (katı-çözelti) gösterir.
• Çift çizgi (||) tuz köprüsünü gösterir.

Pil Çalışırken Gözlemler — Özet Tablo

Gözlem	Anot	Katot
Elektrot kütlesi	Azalır	Artar
Elektrottaki tepkime	Yükseltgenme	İndirgenme
Çözeltideki iyon derişimi	Artar	Azalır
Elektron akış yönü (dış)	Anottan →	→ Katota
Tuz köprüsü iyonları	Anyonlar	Katyonlar

İki yarı tepkime verilmişse pil potansiyelini hesaplamak için sadece bir algoritmaya ihtiyaç vardır. Aşağıdaki akış AYT'de karşınıza çıkabilecek her varyasyonu kapsar.

Algoritma — Her Soruda Aynı 6 Adım

1. Yarı tepkimelerin hepsini aynı türe çevir. Tablo genelde indirgenme şeklinde verir. İkisi de indirgenme olsun.
2. Katotu seç: E°_indirgenme'si büyük olan, katottur.
3. Anotu seç: Kalan tepkimeyi ters çevir (yükseltgenmeye döndür). E° işaret değiştirir.
4. Elektronları eşitle: İki tepkimedeki e⁻ sayıları eşit olsun. Bir (veya her ikisini) uygun sayılarla çarp. E° değişmez.
5. Topla: Net pil tepkimesini ve E°_pil = E°_katot(indirg.) + E°_anot(yüks.) hesapla. Eşdeğer biçim: E°_pil = E°_katot(ind.) − E°_anot(ind.)
6. Yorumla: E°_pil > 0 → istemli (galvanik pil). E°_pil < 0 → istemsiz (elektroliz gerekir).

Örnek 1 — Zn/Ag Pili

Verilen:

• Ag⁺ + e⁻ → Ag, E° = +0,80 V
• Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn, E° = −0,76 V

Çözüm: Ag'nin E°'si büyük → katot. Zn ters çevrilir → anot.

• Katot (çarpı 2 ile, e⁻ eşitlemek için): 2 Ag⁺ + 2e⁻ → 2 Ag, E° = +0,80 V (değişmez)
• Anot: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E° = +0,76 V (ters çevrildi, işaret değişti)
• Net: Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
• E°_pil = 0,80 + 0,76 = +1,56 V

Örnek 2 — Cu/Zn Daniell Pili

• Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = +0,34 V
• Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn, E° = −0,76 V

Cu katot, Zn anot. E°_pil = 0,34 − (−0,76) = +1,10 V. Elektronlar zaten 2'şer olduğu için çarpma gerekmez.

Çoklu Tepkime Tuzağı

ÖSYM bazen 3 yarı tepkime birden verir. Kural değişmez: İndirgenme potansiyeli en büyük olan katot, en küçük olan anotdur. Ara tepkimeler işe yaramaz ama dikkat: katotta indirgenecek tür çözeltide gerçekten var olmalıdır! Örneğin katot yarı tepkimesi Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu şeklinde seçildi ama çözeltide Cu²⁺ yok, yalnızca H⁺ var — bu durumda gerçekte H⁺ indirgenir ve E°_indirgenme = 0,00 V alınır.

Katsayı ile E° İlişkisi — Kritik Bilgi

• Bir yarı tepkime sayı ile çarpıldığında E° değişmez. Çünkü E° yoğun bir özelliktir (madde miktarına bağlı değil).
• Bir yarı tepkime ters çevrildiğinde E° işaret değiştirir.

İstemlilik Yorumu

• E°_pil > 0: Tepkime kendiliğinden gerçekleşir. Pil olarak kullanılabilir.
• E°_pil = 0: Denge. Pil çalışmaz.
• E°_pil < 0: Tepkime kendiliğinden gerçekleşmez. Tersi istemlidir; bu yönde yürütmek istiyorsak elektroliz hücresi kurmalıyız (dış enerji).

E°_pil standart koşullarda sabittir. Ama gerçek pil gerilimi E_pil, koşullar değiştiğinde Le Chatelier benzeri bir mantıkla değişir. Pili bir denge tepkimesi gibi düşünmek anahtardır.

Temel Mantık: Denge Benzeri Yaklaşım

Derişim Değişikliğinin Etkisi

Genel galvanik pilde Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu biçimindedir. Zn²⁺ ürün tarafında, Cu²⁺ giren tarafındadır.

• Katot (Cu²⁺) derişimi artarsa sistem ürünlere kayar → E_pil artar.
• Katot (Cu²⁺) derişimi azalırsa sistem girenlere kayar → E_pil azalır. Katoda su eklemek bu duruma yol açar.
• Anot (Zn²⁺) derişimi artarsa sistem girenlere kayar → E_pil azalır.
• Anot (Zn²⁺) derişimi azalırsa sistem ürünlere kayar → E_pil artar. Örneğin anota Na₂S eklendiğinde ZnS çökelir, Zn²⁺ azalır.

Sıcaklığın Etkisi

Galvanik pil tepkimesi egzotermiktir (dışarıya enerji verir, ısı ürünlerdedir). Sıcaklık arttıkça sistem girenlere kayar → E_pil azalır. Sıcaklık düştüğünde sistem ürünlere kayar → E_pil az da olsa artar.

Günlük örnek: Yaz aylarında telefonun şarjı kışa göre daha hızlı biter; oyunla oynarken işlemci ısındıkça pil hızla tükenir. Bitmiş bir pili buzdolabında soğutup tekrar kullanmak eski kuşakların yaptığı bir hiledir — fiziksel temeli gerçektir fakat kazanım oldukça küçüktür.

Basıncın Etkisi

Basınç yalnızca gaz elektrotlarda (hidrojen, oksijen) önemlidir. Gaz ürün tarafında ise basıncı artırmak ürün derişimini artırır → sistem girenlere kayar → E_pil azalır. Gaz giren tarafında ise basıncı artırmak E_pil'i artırır. Ezber yapmak yerine "ürün mü giren mi?" sorusunu sormak daha güvenlidir.

E_pil'i Etkilemeyen Faktörler

• Elektrot kütlesi: Metal levha daha büyük ya da küçük olsun, E_pil değişmez. Sadece pil ömrü değişir.
• Elektrot boyutu / yüzey alanı: E_pil'i etkilemez, yüksek akım çekebilmeyi artırır.
• Sabit derişimde hacim: Derişim sabit kalacak şekilde hacim değiştiyse (hem madde hem su eklendi) E_pil etkilenmez. Sadece su eklenirse derişim azalır ve E_pil değişir — bu farklı bir durumdur.

Pil Ömrü ve Çevrim Kavramı

Bir şarj + bir deşarj'a "1 çevrim" denir. Her bataryanın çevrim ömrü sınırlıdır; lityum-iyon piller tipik olarak 500–1000 çevrim sürer. Pil ömrünü uzatan faktörler:

• Öngörülen voltaj dışında şarj etmemek (hızlı şarj pili şişirebilir).
• Aşırı sıcak ve aşırı soğuktan kaçınmak.
• Tam boşaltmadan ara ara şarj etmek (%20–80 arası en ideal).
• Elektrot yüzey alanı büyük ama ince yapılı piller daha uzun ömürlüdür (modern telefonlarda olduğu gibi).

Lityum-İyon Piller

Günümüzde cep telefonu, dizüstü bilgisayar, elektrikli araç ve güneş enerjisi depolama sistemlerinin tamamında kullanılırlar. Anot: lityum (E°_indirgenme en negatif, yani en aktif metal). Katot: titanyum(IV) sülfür gibi özel bileşikler. Elektrolit: çözelti yerine lityum iyonu taşıyan polimerler. Hafif, yüksek enerji yoğunluklu ve şarj edilebilir yapıları nedeniyle pazarda baskındır.

Şimdiye kadar incelediğimiz pillerde iki elektrot farklıydı. Peki iki elektrot aynıysa, aynı iyonun iki çözeltisini kullanırsak pil çalışır mı? Alman kimyacı Walther Nernst bu soruya yanıt vermiştir: evet, ama bir koşulla — derişimler farklı olmalı.

Neden Derişim Pili Çalışır?

Aynı elektrot + aynı çözelti olursa E°_pil = 0 olur; pil çalışmaz. Ama derişimler farklıysa sistem dengeye ulaşmaya çalışır: iki derişim eşitlene kadar az derişimli tarafta metal çözünür, çok derişimli tarafta metal çöker. Bu süreçte elektron akışı olur ve voltmetre değer gösterir.

SADİK Anımsatıcısı

Derişimi az olan yarı hücre anot, çok olan yarı hücre katot olur. Sistem seyreltik kaptaki derişimi artırmaya, derişik kaptaki derişimi azaltmaya çalışır; denge kurulduğunda (derişimler eşitlendiğinde) pil durur.

Nernst Eşitliği

25°C için:

ÖSYM sorularında genellikle logaritmik katsayı 0,06 olarak sadeleştirilerek verilir (parantez içinde belirtilir). Değişkenler:

• E_pil: Gerçek pil potansiyeli (standart olmayan koşullardaki).
• E°_pil: Standart pil potansiyeli. Derişim pilinde elektrotlar aynı ise E°_pil = 0; elektrotlar farklıysa normal şekilde hesaplanır.
• n: Net pil tepkimesinde aktarılan e⁻ sayısı (ortak eşitlenmiş).
• Q: Tepkime bölümü. Q = [ürün iyonları] / [giren iyonları] = [anot derişimi] / [katot derişimi]. Denge ifadesindeki gibi iyon katsayıları üsseldir.

Örnek — Aynı Elektrot Derişim Pili (Zn/Zn)

Veriler:

• Anot yarı hücre: Zn çubuk, 0,01 M ZnSO₄
• Katot yarı hücre: Zn çubuk, 0,1 M ZnSO₄
• Her iki tepkime: Zn²⁺ + 2e⁻ ⇌ Zn

Yarı tepkimeler ters yönde çalışır: seyreltikte Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (anot), derişikte Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn (katot). E°_pil = 0 (aynı elektrot).

Nernst:

E_pil = 0 − (0,06 / 2) · log(0,01 / 0,1) = −0,03 · log(0,1) = −0,03 · (−1) = +0,03 V

Pil yaklaşık 0,03 V gerilimle çalışır ve iki derişim eşitlenene kadar devam eder.

Örnek — Farklı Elektrot + Farklı Derişim

Bu durumda anot/katot kararını her zaman elektrot verir (standart potansiyellerine bakılarak). Derişim yalnız Nernst formülünde yerine koymak için gerekir.

Veriler: Zn/Ag pili, E°_pil = +1,56 V. Çinko kabında 1 M ZnSO₄, gümüş kabında 0,05 M Ag₂SO₄.

Dikkat: 0,05 M Ag₂SO₄ çözeltisindeki gerçek [Ag⁺] = 2 × 0,05 = 0,1 M'dir (çünkü Ag₂SO₄ → 2 Ag⁺ + SO₄²⁻). Bu ince ayrıntı birçok öğrencinin gözünden kaçar.

Net tepkime (eşitlenmiş): Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag, n = 2.

Q = [Zn²⁺] / [Ag⁺]² = 1 / (0,1)² = 1 / 0,01 = 100

E_pil = 1,56 − (0,06/2) · log 100 = 1,56 − 0,03 · 2 = 1,56 − 0,06 = +1,50 V

Derişim Pilinde Zaman İçinde

• Seyreltik (anot) kabında elektrot aşınır; Zn²⁺ derişimi artar.
• Derişik (katot) kabında elektrot kaplanır; Cu²⁺ (veya Ag⁺) derişimi azalır.
• Dış devrede elektronlar seyreltikten derişiğe doğru akar (anottan katota).
• İki derişim eşitlendiğinde pil durur; E_pil = 0 olur.

Kendiliğinden gerçekleşmeyen (E°_pil < 0) bir redoks tepkimesini dış akımla yürütme işlemine elektroliz denir. Bu, galvanik pilin tersidir; sistem enerji üretmez, tüketir (endotermik).

Elektroliz Hücresinin Yapısı

• Bir kap, içinde elektrolit (erimiş tuz ya da tuzun sulu çözeltisi) vardır.
• İki elektrot (genellikle inert platin ya da karbon) elektrolit içinde daldırılmıştır.
• Elektrotlar dış bir akım kaynağına (pil, güç kaynağı) bağlıdır.

Yük kutupları değişir: Galvanik pilde anot (−) idi; elektrolizde anot (+) kutba bağlıdır. Benzer şekilde katot (−) kutba bağlanır. Ama indirgenme yine katotta, yükseltgenme yine anotta gerçekleşir. Kural özdeşliğini şu cümleye indirgeyin: "katyonlar katotta, anyonlar anotta toplanır."

Faraday Yasaları

Birinci yasa: Bir elektrotta açığa çıkan madde miktarı, devreden geçen yük miktarıyla doğru orantılıdır.

İkinci yasa: Farklı elektrolit hücrelerinden eşit yük geçirildiğinde, elektrotlarda açığa çıkan maddelerin kütleleri eşdeğer kütleleriyle orantılıdır. Eşdeğer kütle = molekül ağırlığı / |yük|.

Temel Formüller

Örnek 1 — Devreden Geçen Yük

"0,5 A'lik akım 200 saniye boyunca bir iletkenden geçmektedir. Devreden geçen yük miktarı kaç kulomptur? Kaç mol elektron geçer?"

• Q = I · t = 0,5 · 200 = 100 C
• n(e⁻) = Q / 96.500 = 100 / 96.500 ≈ 1/965 mol ≈ 1,04·10⁻³ mol

Örnek 2 — CaCl₂ Eriyiğinin Elektrolizi

"96.500 C'luk yük CaCl₂ eriyiğinden geçirildiğinde katotta kaç g Ca, anotta NK'de kaç L Cl₂ açığa çıkar?"

İyonlaşma: CaCl₂ → Ca²⁺ + 2 Cl⁻.

• Katot: Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca. 1 mol e⁻ için Ca yarısı kadar = 0,5 mol → m = 0,5 · 40 = 20 g Ca.
• Anot: 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻. 1 mol e⁻ için Cl₂ yarısı kadar = 0,5 mol → NK'de V = 0,5 · 22,4 = 11,2 L Cl₂.

Örnek 3 — Sınav Klasiği: Magnezyum Klorür

"MgCl₂ eriyiğinin 9,65 A ile 20 dk elektrolize edilmesiyle katotta kaç g Mg toplanır?"

• Saniyeye çevir: 20 dk = 1200 s
• Q = 9,65 · 1200 = 11.580 C
• n(e⁻) = 11.580 / 96.500 = 0,12 mol
• Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg ⇒ 1 mol Mg için 2 mol e⁻ gerekli. 0,12 mol e⁻ → 0,06 mol Mg
• m(Mg) = 0,06 · 24 = 1,44 g

Eşdeğer Kütle Kavramı

Eşdeğer kütle, 1 F (1 mol e⁻) yük geçişinde elektrotta toplanan madde miktarıdır. Formül: eşdeğer kütle = M / |yük|.

• Al (+3): 27 / 3 = 9 g (1 F için 9 g Al toplanır)
• Ca (+2): 40 / 2 = 20 g
• Ag (+1): 108 / 1 = 108 g

Bu kavram seri bağlı kaplarda kıyaslama yaparken işi hızlandırır.

Seri Bağlı Elektroliz Kapları

Birden çok elektroliz kabı seri bağlanmışsa devreden geçen yük (ve dolayısıyla geçen e⁻ sayısı) tüm kaplarda aynıdır. Ama her kapta açığa çıkan madde molü, o maddenin yarı tepkimesindeki n sayısıyla ters orantılıdır.

Örnek: NaCl, MgCl₂, AlCl₃ eriğik tuzları seri bağlı 3 kaptan elektrolize ediliyor. Tüm kaplardan aynı yük geçiyor. Katotlarda toplanan mol sayıları:

• Na⁺ + e⁻ → Na: n = 1. Toplanır: 1 birim
• Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg: n = 2. Toplanır: 1/2 birim
• Al³⁺ + 3e⁻ → Al: n = 3. Toplanır: 1/3 birim

Yani n(Na) > n(Mg) > n(Al).

Erimiş tuzda yalnız tuzun iyonları vardır; karar vermek kolaydır. Sulu çözeltide ise suyun otoiyonizasyonundan gelen H⁺ ve OH⁻ iyonları da vardır — hangi iyonun katotta, hangisinin anotta ayrıştırılacağı önem kazanır.

Katot Kuralı (İndirgenme)

Katotta katyonlar toplanır. Sulu çözeltide seçenek iki: tuzun katyonu (örn. Na⁺, Cu²⁺) ya da H⁺ (sudan).

Çözeltideki Katyon	Katotta Açığa Çıkan
Aktif metal (Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, Al³⁺)	H₂ gazı (tuzun katyonu değil)
Hidrojenden pasif (Cu²⁺, Hg²⁺, Ag⁺, Au³⁺, Pt²⁺)	Metal (tuzun katyonu)
H⁺ varsa	H₂ (doğrudan)

Temel yaklaşım: "Artı ile eksinin ilk temas ettiği noktaya bak." Hidrojenden aktif bir metal varsa onun katyonu indirgenmek yerine H₂ çıkar; aktiflik piramidinde hidrojen "duvar" gibidir.

Anot Kuralı (Yükseltgenme)

Anotta anyonlar toplanır. Seçenek iki: tuzun anyonu (örn. Cl⁻, Br⁻, NO₃⁻, SO₄²⁻) ya da OH⁻ (sudan).

Çözeltideki Anyon	Anotta Açığa Çıkan
Halojen (Cl⁻, Br⁻, I⁻)	X₂ gazı (halojen)
F⁻	O₂ (flor çok aktiftir, oksijen öne geçer)
Çok atomlu iyon (NO₃⁻, SO₄²⁻, PO₄³⁻, CO₃²⁻)	O₂ gazı
OH⁻ doğrudan varsa (bazik çözelti)	O₂

Örnek 1 — NaCl Eriyiği vs NaCl Çözeltisi

NaCl eriyiği: Yalnız Na⁺ ve Cl⁻ vardır. Katot: Na⁺ + e⁻ → Na. Anot: 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻. Sonuç: sodyum metali ve klor gazı.

NaCl sulu çözeltisi: Na⁺, Cl⁻, H⁺, OH⁻ vardır. Na aktif metal → katotta H₂ çıkar (Na⁺ toplanmaz). Cl⁻ halojen → anotta Cl₂ çıkar. Sonuç:

• Katot: 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂
• Anot: 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻
• Net: 2 NaCl + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂ + Cl₂ (Na⁺ ve OH⁻ çözeltide kalır, kostik soda üretiminde kullanılan klor-alkali prosesidir)

Örnek 2 — CuSO₄ Çözeltisi

Cu²⁺ hidrojenden pasif → katotta Cu çöker. SO₄²⁻ çok atomlu iyon → anotta O₂ çıkar.

• Katot: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
• Anot: 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻

Bu elektroliz bakır kaplamacılığında kullanılır.

Suyun Elektrolizi (Hoffman Voltmetresi)

Saf su iyi iletken değildir. Elektrolizi için az miktarda inert elektrolit (örneğin seyreltik H₂SO₄ ya da NaOH) eklenir. Net tepkime:

2 H₂O(s) → 2 H₂(g) + O₂(g)

• Katot: 4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂
• Anot: 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻

Örnek Problem — Geçiş Bölgesi Soruları

"FeCl₂ ve XCl₃ tuzları seri bağlı elektroliz kaplarında elektrolize ediliyor. Birinci kaptan 14 g Fe, ikinci kaptan 4,5 g X toplanıyor. X'in mol kütlesi kaçtır?"

1. n(Fe) = 14 / 56 = 0,25 mol. Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe ⇒ geçen e⁻ = 0,25 · 2 = 0,5 mol.
2. Seri bağlı: ikinci kaptan da 0,5 mol e⁻ geçer. X³⁺ + 3e⁻ → X ⇒ n(X) = 0,5 / 3 mol.
3. M(X) = m / n = 4,5 / (0,5/3) = 4,5 · 6 = 27 g/mol → X = Al.

Bu tipteki problemlerde her zaman bir kaptan geçen e⁻ molünü bulup diğer kaba taşıyın, sonra istediğiniz büyüklüğü çıkarın.

Metallerin çevreyle kimyasal ya da elektrokimyasal tepkimeler sonucunda yıpranmasına korozyon denir. Temel olarak bir yükseltgenme olayıdır; metal elektron vererek iyonuna dönüşür ve yapısı bozulur.

Günlük Hayattan Korozyon Örnekleri

• Demirin paslanması: Fe + O₂ + H₂O → Fe₂O₃·xH₂O (pas). Hem oksijen hem su gerekir; bu yüzden kuru havada ya da oksijensiz ortamda demir paslanmaz.
• Gümüşün kararması: Ag + kükürtlü bileşikler (H₂S) → Ag₂S. Yüzeyde siyah tabaka oluşur.
• Bakır ve pirinçte yeşillenme: Cu + CO₂ + O₂ + H₂O → bakır karbonat/hidroksitler (yeşil patina). Özgür Heykeli'nin rengi bu tepkimenin sonucudur.
• Alüminyumun matlaşması: Al₂O₃ tabakası oluşur; ancak bu tabaka koruyucu olup alüminyumun daha fazla paslanmasını engeller.

Paslanma Tepkimesi

Demirin paslanması bir elektrokimyasal hücre gibi çalışır:

• Anot bölgesi: Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻
• Katot bölgesi: O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
• Fe²⁺ iyonları daha da yükseltgenerek Fe³⁺'e dönüşür ve OH⁻ ile birleşip Fe(OH)₃ → Fe₂O₃·H₂O (pas) oluşturur.

Korozyonu Önleme Yöntemleri

1. Boyama ve yağlama: Metal yüzeyi bir organik katmanla kaplanır; oksijen ve nem metal yüzeyine temas edemez. Araba kaportaları, köprüler, çelik yapılar bu yolla korunur.
2. Korozyona dayanıklı malzemeler: Paslanmaz çelik (Cr + Ni katkılı çelik), alaşımlar kullanmak. Çorba kaşıkları, mutfak eşyaları, tıbbi aletler paslanmaz çeliktendir.
3. Elektrolizle kaplama: Koruyucu metal (krom, nikel, kalay, çinko) ince bir tabaka olarak metal yüzeyine kaplanır. Kaplama bozulmadığı sürece iç metal korunur.
4. Katodik koruma: Metallerin korunmasında en etkili yöntem; aşağıda ayrıntılı incelenecek.

Katodik Koruma ve Kurban Elektrot

Temel fikir: Korunacak metali bir galvanik pilin katotu haline getirmek. Katotta indirgenme olur, yani metal yükseltgenmez — dolayısıyla paslanmaz.

Bunu yapmak için korunacak metalden daha aktif bir metal ona bağlanır. Daha aktif metal anot görevini üstlenir, yani kendini feda ederek yükseltgenir. Bu metale kurban elektrot (sacrificial anode) denir.

Uygulama Örnekleri

• Boğaz Köprüsü ayakları: Tuzlu deniz suyunda paslanmaları gerekirken paslanmıyor. Çelik ayaklara çinko (Zn) blokları kaynaklanmıştır. Çinko demirden aktif olduğu için kendini feda eder; periyodik aralıklarla tüketilen çinko blokları yenileri ile değiştirilir.
• Gemi pervaneleri ve tekne gövdesi: Bronz pervane ve çelik gövde tuzlu suda korozyona maruz kalırdı. Pervaneye yakın yerlere çinko ya da magnezyum plakalar takılır; bunlar zamanla erir, ama pervane korunur.
• Doğalgaz ve petrol boru hatları: Toprağa gömülü çelik borular nem ve tuzlarla tepkimeye girer. Belirli aralıklarla toprağa magnezyum çubuklar yerleştirilip borularla bağlanır; magnezyum yükseltgenir, çelik korunur.
• LPG ve su tankları: Tankın içine bağlanan magnezyum/çinko çubuklar kurban elektrot olarak hizmet eder.
• Otomobilde karoser: Modern arabaların bazı kritik yerlerinde galvanizli sac (çinko kaplı çelik) kullanılır — çinko aynı anda kaplama ve kurban elektrot işlevi görür.

Neden Kurban Elektrot Genelde Zn ya da Mg?

Çinko ve magnezyumun standart indirgenme potansiyelleri demire göre daha negatiftir:

• Mg²⁺/Mg: E° = −2,37 V
• Zn²⁺/Zn: E° = −0,76 V
• Fe²⁺/Fe: E° = −0,44 V

E° daha negatif olan metal daha kolay yükseltgenir, yani kendini feda etmeye daha isteklidir. Magnezyum en etkilidir ama maliyetlidir; çinko daha ucuz ve pratik bir seçimdir.

Örnek 1 — Yükseltgenme Basamağı

Soru: K₂Cr₂O₇'de kromun yükseltgenme basamağı kaçtır?

Çözüm: K: +1 (1A). O: −2. Toplam: 2(+1) + 2·Cr + 7(−2) = 0 ⇒ Cr = +6. Cevap: +6.

Örnek 2 — Redoks Tespiti

Soru: Aşağıdaki tepkimelerden hangisi redoks DEĞİLDİR?
A) 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl
B) Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂
C) NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl
D) 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
E) Fe²⁺ + MnO₄⁻ + H⁺ → Fe³⁺ + Mn²⁺ + H₂O

Çözüm: Atomik/moleküler element araması: A'da Na ve Cl₂ var → redoks. B'de Zn ve H₂ var → redoks. D'de H₂ ve O₂ var → redoks. C'de atomik/moleküler element yok; YB kontrolü: Na (+1), Cl (−1), Ag (+1), N (+5), O (−2), hepsi aynı kaldı → redoks değil. Cevap: C.

Örnek 3 — Redoks Denkleştirme

Soru: KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O tepkimesi en küçük tam sayılarla denkleştirildiğinde suyun katsayısı kaç olur?

Çözüm:

• YB: Mn +7 → +2 (5 e⁻ aldı); Cl −1 → 0 (2 Cl⁻ → Cl₂, 2 e⁻ verdi).
• Eşitleme: 2·(Mn alır 5 e⁻) = 10 e⁻; 5·(2 Cl verir 2 e⁻) = 10 e⁻.
• Katsayılar: 2 KMnO₄, 5 Cl₂ (yani başlangıçta 10 Cl⁻ yükseltgenir; HCl'de ayrıca Cl⁻ var ama sadece 10'u yükseltgenir).
• MAHO: 2 KMnO₄ → 2 K giren, 2 KCl üründe. Mn: 2 MnCl₂. Cl: 5 Cl₂ + 2 KCl + 2·2 (MnCl₂'de) = toplam 10 + 2 + 4 = 16 HCl. H: 16 H → 8 H₂O.
• Denk: 2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O. Su katsayısı 8.

Örnek 4 — Aktiflik ve Aşınma

Soru: X, Y, Z metallerinden yapılmış kaplardan X kabına ZnSO₄, Y kabına CuSO₄, Z kabına MgSO₄ çözeltileri konmuştur. Bir süre sonra yalnız X kabında aşınma gözlenmektedir. Metallerin aktifliğini karşılaştırın.

Çözüm:

• X aşınıyor → X, ZnSO₄'teki Zn'den aktif → X > Zn.
• Y aşınmıyor → Y, Cu'dan aktif değil → Cu > Y.
• Z aşınmıyor → Z, Mg'dan aktif değil → Mg > Z.

Tek kesin sıralama: X > Zn; Mg > Z; Cu > Y. X ile Y, Z arasında doğrudan karşılaştırma yoktur.

Örnek 5 — Pil Potansiyeli

Soru: Aşağıdaki standart indirgenme potansiyelleri veriliyor:

• Ag⁺ + e⁻ → Ag, E° = +0,80 V
• Fe³⁺ + 3e⁻ → Fe, E° = −0,04 V

Bu iki yarı hücreden kurulacak pilin E°_pil değeri ve net tepkimesi nedir?

Çözüm:

• Ag E°'si büyük → katot. Fe → anot (ters çevir).
• Katot: Ag⁺ + e⁻ → Ag (× 3 ile) → 3 Ag⁺ + 3e⁻ → 3 Ag. E° = +0,80 V.
• Anot: Fe → Fe³⁺ + 3e⁻. E° = +0,04 V (ters, işaret değişti).
• Net: Fe + 3 Ag⁺ → Fe³⁺ + 3 Ag. E°_pil = 0,80 + 0,04 = +0,84 V.

Örnek 6 — Elektroliz Hesabı

Soru: AgNO₃ çözeltisinden 0,2 A akımla 965 saniye elektrik geçiriliyor. Katotta kaç g Ag toplanır? (Ag = 108 g/mol)

Çözüm:

• Q = 0,2 · 965 = 193 C.
• n(e⁻) = 193 / 96.500 = 0,002 mol.
• Ag⁺ + e⁻ → Ag ⇒ n(Ag) = n(e⁻) = 0,002 mol.
• m = 0,002 · 108 = 0,216 g Ag.

Örnek 7 — Seri Bağlı Kaplar

Soru: NaCl, MgCl₂ ve AlCl₃ eriyiklerini içeren 3 kap seri bağlı. Devreden 6 F yük geçirildiğinde her kaptaki katotlarda kaç mol metal toplanır? Anotlarda kaç mol Cl₂ çıkar?

Çözüm: Geçen e⁻: 6 mol (her kapta aynı).

• Na⁺ + e⁻ → Na: 6 mol e⁻ → 6 mol Na.
• Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg: 6 mol e⁻ → 3 mol Mg.
• Al³⁺ + 3e⁻ → Al: 6 mol e⁻ → 2 mol Al.
• Anot (üçünde de aynı): 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻. 6 mol e⁻ → 3 mol Cl₂ (her kapta).

Her kapta Cl₂ miktarı EŞİTTİR çünkü devreden geçen yük aynı ve yarı tepkime aynı.

Örnek 8 — Sulu Çözelti Elektrolizi

Soru: Na₂SO₄ sulu çözeltisi elektrolize ediliyor. Katot ve anotta hangi ürünler açığa çıkar?

Çözüm:

• Katyonlar: Na⁺ (aktif metal) ve H⁺ (sudan). Na aktif olduğu için H₂ çıkar.
• Anyonlar: SO₄²⁻ (çok atomlu) ve OH⁻ (sudan). SO₄²⁻ yükseltgenmez, O₂ çıkar.
• Net: 2 H₂O → 2 H₂ + O₂ — aslında suyun elektrolizi! Na₂SO₄ sadece iletkenliği sağlar, kendisi ayrışmaz.

Örnek 9 — Derişim Pili

Soru: İki kapta aynı Cu elektrot kullanılıyor. Birinde [Cu²⁺] = 1,0 M, diğerinde [Cu²⁺] = 0,01 M. Pil 25°C'de çalışıyor. E_pil değeri nedir? (log katsayısı 0,06 alınız.)

Çözüm: E°_pil = 0 (aynı elektrot). Anot: seyreltik (0,01 M). Katot: derişik (1,0 M). n = 2.

• Q = anot/katot = 0,01 / 1,0 = 0,01 = 10⁻²
• E_pil = 0 − (0,06/2) · log(10⁻²) = −0,03 · (−2) = +0,06 V

Örnek 10 — Korozyon ve Katodik Koruma

Soru: Bir çelik tanka korozyondan korumak için aşağıdaki metallerden hangisi kurban elektrot olarak bağlanamaz?
A) Mg, B) Zn, C) Al, D) Cu, E) Mn

Çözüm: Kurban elektrot, korunacak metalden daha aktif olmalı. Çeliğin ana bileşeni Fe (E° = −0,44 V). A) Mg −2,37 ✓, B) Zn −0,76 ✓, C) Al −1,66 ✓, D) Cu +0,34 ✗ (daha pasif), E) Mn −1,18 ✓.

Cevap: D (Cu). Bakır demirden pasif olduğu için koruyamaz; aksine bakır-demir galvanik hücresinde demir yükseltgenir (daha hızlı paslanır).