Elektrokjemi inkluderer studiet av sammenhengen mellom kjemiske reaksjoner og elektrisk strøm. Man snakker da om overføring av elektroner fra en reaktant til en annen. Dette kalles redoksreaksjoner (URL 1 +
Tietz, "Fundamentals of clinical chemistry", edited by Carl A. Burtis, Edward R. Ashwood, David E. Burns, 2008, Canada, s. 84)
Ved reduksjon tar et stoff til seg elektroner: Cu2+ + 2e- ---> Cu
Ved oksidasjon gir et stoff fra seg elektroner: Zn ---> Zn2+ + 2e-
Det finnes to hovedtyper av elektrokjemiske celler:
Et eksempel på en spontan redoksreaksjon er hvor løsninger med hver sin elektrode er forbundet med en saltbro, og gjennom denne saltbroa går det en elektrisk strøm. Denne kalles for en galvanisk celle. Den elektriske strømmen består av frie elektroner som beveger seg fra anode til katode under påvirkning av en elektrisk spenning.
Figur 1: Galvanisk celle (URL 2)
I en av de to løsningene skjer det en reduksjon, mens i den andre skjer det en oksidasjon. Hver løsning kalles en halvcelle og hver av reaksjonene kalles en halvreaksjon. De to halvreaksjonene utgjør tilsammen cellereaksjonen i en elektrokjemisk celle, og er et system med adskilt reduksjon- og oksidasjonsreaksjon (URL 3).
Flere metoder av elektrokjemi er brukt til diagnostikk. Som allerede nevnt ovenfor er redoksreaksjoner en av dem, men også mye brukt er for eksempel ioneselektive elektroder (ISE). Rutineprøver ved vann/elektrolytt og syre/base-forstyrrelser. Prøvematerialet som brukes til ISE er plasma og serum. Etter fortynning av prøven måles aktiviteten av for eksempel natrium (URL 4).
Referanser
URL1: http://www.iu.hio.no/~kirstena/kjemi_og_miljo/gamlefiler/Kapittel%2010%20Elektrokjemi%20kompendium.pdf
URL 2:http://web2.gyldendal.no/undervisning/felles/pixdir20/data/archive_specific/senit_sf/image_fullsize/05_39.jpg
URL3: http://no.wikipedia.org/wiki/Elektrokjemisk_celle
URL 4:http://www.helse-midt.no/ftp/stolav/labhandboker/Medisinsk_biokjemi/wap/P/nr1670.htm
Ref: Tietz, "Fundamentals of clinical chemistry", edited by Carl A. Burtis, Edward R. Ashwood, David E. Burns, 2008, Canada.
Tietz, "Fundamentals of clinical chemistry", edited by Carl A. Burtis, Edward R. Ashwood, David E. Burns, 2008, Canada, s. 84)
Ved reduksjon tar et stoff til seg elektroner: Cu2+ + 2e- ---> Cu
Ved oksidasjon gir et stoff fra seg elektroner: Zn ---> Zn2+ + 2e-
Det finnes to hovedtyper av elektrokjemiske celler:
- Så lenge cellereaksjonen er spontan, altså går av seg selv uten hjelp fra en ytre strømkrets, er dette en elektrokjemisk celle som leder strøm.
- En cellereaksjon som er ikke-spontan, kalles en elektrolysecelle.
Et eksempel på en spontan redoksreaksjon er hvor løsninger med hver sin elektrode er forbundet med en saltbro, og gjennom denne saltbroa går det en elektrisk strøm. Denne kalles for en galvanisk celle. Den elektriske strømmen består av frie elektroner som beveger seg fra anode til katode under påvirkning av en elektrisk spenning.
Figur 1: Galvanisk celle (URL 2)
I en av de to løsningene skjer det en reduksjon, mens i den andre skjer det en oksidasjon. Hver løsning kalles en halvcelle og hver av reaksjonene kalles en halvreaksjon. De to halvreaksjonene utgjør tilsammen cellereaksjonen i en elektrokjemisk celle, og er et system med adskilt reduksjon- og oksidasjonsreaksjon (URL 3).
Flere metoder av elektrokjemi er brukt til diagnostikk. Som allerede nevnt ovenfor er redoksreaksjoner en av dem, men også mye brukt er for eksempel ioneselektive elektroder (ISE). Rutineprøver ved vann/elektrolytt og syre/base-forstyrrelser. Prøvematerialet som brukes til ISE er plasma og serum. Etter fortynning av prøven måles aktiviteten av for eksempel natrium (URL 4).
Referanser
URL1: http://www.iu.hio.no/~kirstena/kjemi_og_miljo/gamlefiler/Kapittel%2010%20Elektrokjemi%20kompendium.pdf
URL 2:http://web2.gyldendal.no/undervisning/felles/pixdir20/data/archive_specific/senit_sf/image_fullsize/05_39.jpg
URL3: http://no.wikipedia.org/wiki/Elektrokjemisk_celle
URL 4:http://www.helse-midt.no/ftp/stolav/labhandboker/Medisinsk_biokjemi/wap/P/nr1670.htm
Ref: Tietz, "Fundamentals of clinical chemistry", edited by Carl A. Burtis, Edward R. Ashwood, David E. Burns, 2008, Canada.