Når grundstofferne skifter oxidationstrin under en redox-reaktion, bliver der i denne proces omrokeret på nogle elektroner. Denne omrokering af elektroner resulterer i en strøm, som man kan måle og regne på, og dette er elektrokemi. En elektrokemisk proces er således blot en redox-reaktion.

Den elektrokemiske reaktion er en reaktion, der ikke er i ligevægt. Dette er en vigtig detalje, både i forhold til beregningerne, men også i forhold til forståelsen af hvorfor batterier bliver flade og hvad der sker, når man genoplader batterier. Redoxreaktionen, den drivende kraft for at bringe reaktionen i ligevægt, er det der giver en løbende strøm, og når systemet er i ligevægt, afgives der ikke mere strøm. Batterierne er flade. Omvendt er en opladning af et batteri så, at man bringer reaktionen tilbage ud af ligevægt.

I praksis er elektrokemi ikke kun batterier. Det er bl.a. også årsagen til det der hedder galvanisk tæring af metaller, f.eks. i procesudstyr og VVS-installationer der ikke er lavet korrekt. Det kommer vi til at se nærmer på, i forbindelse med det der hedder spændingsrækken.

Vi starter med at se på hvordan man beskriver de elektrokemiske elementer.

Hvis vi starter med en simpel redox-reaktion for zink og kobber, som var den kemikeren John Frederic Daniell brugte til sin opfindelse kaldet Daniell-elementet:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) Cu(s) + Zn²⁺(aq)

Daniell-elementet er to opløsninger adskilt af en saltbro, så man har kobber(II)ionerne sammen med kobberstangen og zink(II)ionerne sammen med zinkstangen (der kommer billede af det). Disse to opløsninger kaldes halvceller. I Daniells oprindelige version var kobberet og kobberionerne inde i en vase, som stod omkranset af en zinkplade i en opløsning af zinkioner. Det der er tricket i hele opstillingen er, at de to opløsninger er forbundet, så elektronerne kan vandre, men uden at de to opløsninger bliver blandet sammen. En saltbro til at forbinde de to halvceller skrives som ║, og de to faser (den oxiderede og den reducerede) i hver halvcelle adskilles med │. Et Daniell-element skrevet cellediagram, kommer så til at se således ud:

Zn(s) │ Zn²⁺(aq) ║ Cu²⁺(aq) │ Cu(s)

Hvis man kender koncentrationerne af de to ioner, f.eks. 1 M, skrives dette således:

Zn(s) │ Zn²⁺(aq, 1 M) ║ Cu²⁺(aq, 1 M) │ Cu(s)


Den generelle opbygning af et cellediagram, der ser således ud:

red1 │ ox1 ║ ox2 │ red2

red er den reducerede udgave af metallet, sædvanligvis metallet i oxidationstrin 0, og ox er den oxiderede udgave af metallet, hvilket sædvanligvis er ionformen. Opbygningen svarende til reaktionen:

red1 + ox2 ox1 + red2


Cellediagrammets opbygning dikterer reaktionsskemaets udseende. Som cellediagrammet er opbygget, svarer det i Daniell-elementet til, at Zn(s) og Cu(s) er de to poler på et batteri og redox-reaktionen for elementet er:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) Cu(s) + Zn²⁺(aq)

Hvis man vender cellediagrammet om,

Cu(s) │ Cu²⁺(aq) ║ Zn²⁺(aq) │ Zn(s)

vender man samtidig reaktionsskemaet, dvs.:

Cu(s) + Zn²⁺(aq) Zn(s) + Cu²⁺(aq)

Denne orientering er vigtig, når vi skal til at regne på, hvilken vej reaktionen skal gå, for at være den strømgivende. Dette bliver gennemgået i detaljer under "Elektromotorisk kraft (EMK)".

De to halvdele af cellediagrammet, adskilt af ║, kaldes halvceller. På samme måde som når man splitter bruttoreaktioner op i delreaktioner for at kunne arbejde effektivt med dem, deler man de elektrokemiske reaktioner op. Delreaktionerne er de respektive oxidationer og reduktioner for atomerne. I den generelle reaktion

red1 + ox2 ox1 + red2

deles reaktionen op i

1. Den komponent der afgiver elektroner, og derved oxideres:
   red1 ox1 + e⁻
2. Den komponent der optager elektroner, og derved reduceres:
   ox2 + e⁻ red2

I Daniell-elementet

Zn(s) │ Zn²⁺(aq) ║ Cu²⁺(aq) │ Cu(s)

Zn(s) + Cu²⁺(aq) Cu(s) + Zn²⁺(aq)

er de tilhørende delreaktioner

1. Zn(s) Zn²⁺(aq) + 2e⁻    (oxidation)
2. Cu²⁺(aq) + 2e⁻ Cu(s)   (reduktion)

De halvceller vi har set på til nu, har bestået af en opløsning af ioner og et stykke metal. Et naturligt spørgsmål vil være, om man kan have flere komponenter, evt. i flere faser, og det kan man. Standardhydrogenelektroden består af H⁺ og H₂ som redoxparret og en platintråd som den faste fase hvor redoxreaktionen i halvcellen kan foregå. Den ser således ud på skrift:

Pt(s) │ H₂(g) │ H⁺(aq)

Har man en halvcelle med flere forskellige ioner, f.eks. Fe(II) og Fe(III), begge i koncentrationen 0,5 M, opstiller man halvcellen på denne måde:

Fe(s) │ Fe²⁺(aq, 0,5 M), Fe³⁺(aq, 0,5 M)


Vi har nu fået elementerne i en elektrokemisk celle/reaktion brudt ned til noget vi kan regne på, og arbejde med i praksis.