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+ + e– à 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:
- Poločlánek ušlechtilého kovu (př. Zn)
- Převládne oxidace
- Zn – 2e- à zn2+
- Povrch kovu se nabije záporně a okolní roztok kladně (hromadí se Zn2+)
- 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
- 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)
- ANODA = probíhá oxidace, kladně nabitá přitahuje anionty
- KATODA = probíhá redukce, záporně nabitá, přitahuje kationty
Průběh elektrolýzy
- V tavenině NaCl
- Na+ ke katodě, Cl– k anodě
- K (-): redukce
- Na+ + e– à Na0
- A (+): oxidace
- 2Cl– – 2e– àCl20
- 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
- K(-):redukce
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
- 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
- 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
