Elektrochemie – maturitní otázka z chemie

 

   Otázka: Elektrochemie

   Předmět: Chemie

   Přidal(a): j.

 

Elektrochemie

= vědní disciplína zabývající se ději a rovnováhami v soustavách, ve kterých se vyskytují elektricky nabité částice

Př. soustav s el. nábojem

  • Krystal kovu ponořený do destilované vody
  • Molekuly vody se svými zápornými póly nasměrují ke kationtům kovu, uvolní je z krystalové mřížky, obklopí je a kolem nich vytvoří „obal“ = HYDRATACE IONTU
  • Výsledek: Povrch kovu se nabije záporně nadbytkem el. a okolní roztok kladně uvolněnými kationty kovu => vzniknou dvě opačně elektricky nabité vrstvy = DVOJVRSTVA
  • Mezi opačně nabitými vrstvami se vytvoří el. napětí = POTENCIÁL E [E] = V

 

  • Kov ponořený do roztoku své soli = POLOČLÁNEK
  • Současně probíhá:

a) Oxidace   M0 – e à M+

  • Atomy kovu odevzdávají el. a přecházejí jako kationty do roztoku => povrch ponořeného kovu se tak nabíjí záporně

b) Redukce M+ + eà M0

  • Kationty kovu, které jsou v okolním roztoku čerpají z povrchu ponořeného kovu elektrony a vylučují se z roztoku v podobě atomů => kov se tak nabíjí kladně

 

Který z dějů převládne, závisí na povaze kovu:

  1. Poločlánek ušlechtilého kovu (př. Zn)
    • Převládne oxidace
    • Zn – 2e- à zn2+
    • Povrch kovu se nabije záporně a okolní roztok kladně (hromadí se Zn2+)
  2. Poločlánek ušlechtilého kovu (př. Cu)
    • Převládne redukce
    • Cu2+ + 2e- à Cu0
    • Povrch kovu se nabije kladně, okolní roztok záporně (převžují SO42-)

 

Potenciál poločlánku (elektrické dvojvrstvy) nelze změřit přímo. Voltmetrem však můžeme změřit rozdíl potenciálu ΔE mezi 2 poločlánky

Poločlánky se musí vodivě propojit:            a) Diafragma = polopropustná membrána

  1. b) Solný můstek = skleněná trubice naplněná inertním roztokem
  • Umožní přenos náboje ale zamezí smísení roztoků

Vodivým spojením dvou článků vznikne => ČLÁNEK (nejznámější – Daniellův)

 

Abychom mohli porovnávat E jednotlivých kovů (a tím i jeho reaktivitu), musíme k poměřování ΔE používat stejnou (srovnávací) elektrodu = STANDARTVNÍ VODÍKOVÁ ELEKTRODA

  • Její potenciál je stanoven E2H + 1H2 = OV
  • ΔE, který naměříme mezi poločlánkem kovu a standartní vodíkovou elektrodou = STANDARTNÍ POTENCIÁL KOVU E0 (uveden v tabulkách)

 

Na základě vzrůstající hodnoty E0 jsou kovy seřazeny do tzv. Beketovovy řady = ELEKTROCHEMICKÁ ŘADA NAPĚTÍ KOVŮ

 

  • Čím více vlevo, tím je kov reaktivnější (= snáze se oxiduje) => působí jako silnější redukční činidlo
  • Každý kov je schopen vytěsnit z roztoku soli jakýkoli kov ležící od něj napravo!!!
  • Př. Fe + CuSO4 à FeSO4 + Cu

 

Neušlechtilé kovy

  • V přírodě převážně ve sloučeninách
  • Jsou reaktivní (= snadno se oxidují a tvoří kationty)
  • Jsou schopny vytěsnit vodík z roztoků kyselin – Zn + 2HCl à ZnCl2 + H2

 

Ušlechtilé kovy

  • V přírodě i nesloučení = ryzí
  • Nejsou schopné vytěsnit vodík z roztoků kyselin
  • Reagují jen s kyselinami oxidujícími

 

Výpočet napětí článku ΔE

  • Od vyšší hodnoty E0 poločlánku odečteme nižší hodnotu E0 2. poločlánku
  • ΔE = E10-E20 (E10 > E20)

 

Určení směru samovolného průběhu chem. reakce

  • Látka s nižším E0 se musí oxidovat a látka s vyšším E0 se musí redukovat
  • Tento postup platí nejen pro kovy, ale pro jakoukoli redoxní soustavu

 

Významné redoxní reakce

  • V přírodě: dýchání, fotosyntéza, hoření
  • V metalurgii: výroba kovů
  • Elektrolýza
  • Galvanické články

 

 Elektrolýza 

= redoxní děj probíhající na elektrodách při průchodu stejnosměrného proudu elektrolytem

(Elektrická EàChemická E)

ELEKTROLYT = roztok nebo tavenina obsahující volně pohyblivé ionty – vede el. proud (roztok NaCl)

ELEKTROLYZÉR = zařízení (nádoba) , ve kterém probíhá elektrolýza

ELEKTRODA = vodič, kterým do soustavy vstupuje nebo vystupuje el. proud (grafit)

  1. ANODA = probíhá oxidace, kladně nabitá přitahuje anionty
  2. KATODA = probíhá redukce, záporně nabitá, přitahuje kationty

Průběh elektrolýzy

  1. V tavenině NaCl
    • Na+ ke katodě, Cl k anodě
    • K (-): redukce
      • Na+ + e à Na0
    • A (+): oxidace
      • 2Cl – 2e àCl20

 

  1. V roztoku NaCl (Na+, Cl-, H2O)
    • K(-):redukce
      • Voda má vyšší E0, proto se zredukuje
      • 2H2O+2e à H2 + 2OH
      • Zůstává zde NaOH
    • A(+):oxidace
      • 2Cl – 2e àCl20

Využití :

  • Výroba: NaOH, Cl z roztoku NaCl, H2 a O2 z vody, kovů z jejich tavenin
  • Čištění kovů a galvanické pokovování

 

Galvanický článek

= zařízení, ve kterém vzniká el. proud díky probíhající redoxní reakci (Chemická E à Elektrická E)

Soustava složená z elektrolytu a 2 různých elektrod mezi nimiž vzniká el. napětí  (A(-):oxidace, K(+):redukce)

Rozdělení gal. článků

  1. PRIMÁRNÍ
    • Jsou zdrojem el. energie jen po určitou dobu ( nedají se znovu nabíjet = jsou znehodnoceny)

 

  • Daniellův článek
    • Vodivě propojený Zn a Cu poločlánek
    • Zn ANODA(-): oxidace
      • Zn0 – 2e àZn2+
    • Cu KATODA(+): redukce
      • Cu2+ + 2e à Cu0
    • Při vodivém propojení budou proudit el. z anody na katodu = el. proud
    • ΔE = 1,1 V

 

  • Suchý článek – Leclancheův
    • Nejpoužívanější (tužková baterie)
    • A(-) – Zn obal naplněný pastou ze salmiaku: oxidace
      • Zn0 – 2e àZn2+
      • Reagují s elektrolytem NH4Cl za vzniku [Zn(NH3)2 Cl2]
    • K(+) – grafitová tyčinka obalená burrelem: redukce
      • 2MnO2+2e à 2MnO(OH)
    • Výsledná reakce: Zn+2NH4Cl+2MnO2 à [Zn(NH3)2 Cl2] + 2MnO(OH)
    • ΔE = 1,5 V
    • Plochá baterie = spojení 3 suchých článků
  • Rtuťový článek
    • Delší životnost,elektrolytem roztok KOH, článek má ocelový obal
    • A(-) – lisovaný amalgamovaný zinkový prášek: oxidace
      • Zn0 – 2e àZnIIO
    • K(+) – směs HgO s grafitem: redukce
      • HgIIO + 2e à Hg0
    • Výsledná reakce: Zn0 + HgIIO à HgO + ZnIIO
    • ΔE = 1,35 V

 

  1. SEKUNDÁRNÍ=akumulátory
    • Slouží opakovaně (dají se znovu nabít pomocí elektrolýzy) – el. energie se do nich dá ukládat

 

  • Olověný akumulátor
    • Používaný jako autobaterie
    • Nádoba s elektrolytem = 32% roztok H2SO4
    • A(-) deska pokrytá Pb: oxidace
      • Pb0 – 2e à PbII

s H2SO4 vytvoří PbSO4 a H2O

  • K(+) – deska pokrytá PbO: redukce
    • PbIV + 2e à PbII
  • Po čase se PbO2 vyčerpá – reakce se zastaví – baterie je vybitá
  • Nabíjení akumulátoru:
    • Baterii připojíme na zdroj stejnosměrného el. proudu – redoxní reakce(elektrolýza) – odsraní změny nastalé při vybíjení
    • K(-):redukce
      • PbII + 2e àPb0
    • A(+): oxidace
      • PbII – 2e à PbIV
    • obnovil se materiál elektrod a akumulátor je v původním stavu

=> opět slouží jako zdroj el. energie






—————————————————————————

 Stáhnout práci v PDF  Upozornit na chybu

 Učebnice k maturitě  Maturitní kurzy

 Učebnice k VŠ přijímačkám  Kurzy na přijímačky

—————————————————————————

Další podobné materiály na webu: