Redoxní děje – maturitní otázka (2)

 

Otázka: Redoxní děje

Předmět: Chemie

Přidal(a): lenno

 

 

Redoxní reakce = reakce při které dochází k přenosu e–, skládá se z oxidace a redukce

  • Oxidace: částice odevzdává e–, zvyšuje se ox. číslo, Fe  → Fe2+ + 2e–
  • Redukce: částice přijímá e–, snižuje se ox. číslo, O2 + 4e– → 2O2-
  • Oxidační činidlo = částice která přijímá e–, oxiduje jinou látku a sama se redukuje (O2, manganistany, dichromany, Cl, H2O2)

 

Redukční činidlo = částice která odevzdává e–, redukuje jinou látku a sama se oxiduje (H, Al, Zn, Mg, C, CO, SO2, SO2-2)

  • Redoxní vlastnosti závisí na podmínkách

Konjugovaný redox-pár = dvojice částic lišící se počtem e–

Bilance e– (rovnice oxidace a redukce)

  • 2Mg + O2 ↔ 2Mg2+ + 2O2-

Disproporcionace = redoxní děj, část atomů prvku se oxiduje, jiná redukuje, 2H2O-I2 ↔ H2O-II + O02

 

Elektrochemie

  • fyzikální chemie zabývající se studiem dějů s nabitými částicemi

 

Elektroda = elektrochemická soustava složená z elektrolytu a el. vodivé látky s volnými e– (kovy), stříbrná elektroda: stříbro + elektrolyt s Ag+ (AgNO3) a H3O+ (silné kyseliny jsou silnými elektrolyty)

  • Na její polaritu mají vliv redoxní děje, které na ní probíhají
  • Oxidace → anoda
  • Redukce → katoda

 

Elektrolytická dvojvrstva: kovy v roztoku své vlastní soli přechází na kationty → uvolnění e– → přitahovány kationty → atomy kovu → opakování

Elektrodový potenciál [E] = V: rovnovážné napětí dané elektrody, závisí na teplotě, materiálu a koncentraci elektrolytu

Elektrochemický článek = soustava 2 elektrod, např. Daniellův článek (Zn, Cu)

Napětí článku: rozdíl E obou elektrod

Standartní vodíková elektroda = elektroda s nulovým napětím

 

Elektrochemická řada napětí kovů (Beketova) = posloupnost kovů od nejsnadněji tvořícího kation (nejnižší hodnota E), nižší E →snadno tvoří kation, silné redukční činidlo

Vyšší E → hůře tvoří kationty, slabé redukční činidlo

Čím silnější redukční činidlo tím slabší konjugované oxidační činidlo a naopak

 

Neušlechtilé kovy: záporné E, v přírodě vázané, schopnost vytěsnit H z kyselin

Ušlechtilé kovy: kladné E, v přírodě ryzí i vázané, reakce pouze s kyselinami, které mají oxidační účinky → sůl, H2O, oxid kyselinotvorného prvku (záleží na koncentraci kyseliny):

  • Cu + HNO3(zředěná) → Cu(NO3)2 + H2O + NO
  • Cu + HNO3(koncentrovaná) → Cu(NO3)2 + H2O + NO2
  • S kyselinami nereagují platinové kovy a zlato

 

Galvanické články

  • = přenosné zdroje el. proudu
  • a) primární:
    • baterie
    • nedají se znovu nabít (nevratná redoxní reakce)
    • lze zapojit více článků → větší napětí
    • Leclancheův článek:
      • Anoda Zn → Zn2+ + 2 e–
      • Katoda 2MnO2 + H2O + 2e– → 2MnO(OH) + 2OH–
      • Elektrolyt Zn2+ + 2NH3 + 2Cl– + 2OH– → H2O + [Zn(NH3)2]Cl2 – pevná, nevratný děj
      • Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl → 2MnO(OH) + [Zn(NH3)2]Cl2
  • b) sekundární: akumulátory (olověný), opakované nabíjení

 

Elektrochemická koroze

  • = samovolný elektrochemický děj (další samovolné: hoření)
  • Soubor procesů, které mění vlastnosti materiálů vlivem vnějšího prostředí (O2, CO2, vlhkost…)
  • Surové Fe obsahuje příměsi – C , styk s elektrolytem (déšť) → uvolnění Fe2+ do roztoku = oxidace → lokální anoda
    • OH– + Fe2+ → Fe(OH)2
    • Oxidace: 4Fe(OH)2 + O2 → 2H2O + 4FeO(OH) – rez

Ochrana kovových předmětů proti korozi:

  • Nekovové povlaky (suřík)
  • Pasivace = zesílení vrstvy oxidu
  • Pokrytí nerozpustnou sloučeninou (fosfatizace – Fe(PO3)2)
  • Galvanické pokovování (potažení jiným kovem)
    • Ušlechtilejším (pocínování, pochromování)
    • Neušlechtilejším (pozinkování)

 

Elektrolýza

Nesamovolný elektrochemický děj probíhající na elektrodách působením stejnosměrného el. proudu v roztocích / taveninách (elektrolyzér), v galvanickém článku probíhá obráceně

Elektrody: nevodivý nereaktivní materiál (grafit, platina)

 

Pravidla elektrolýzy:

  • kationty elektropozitivních kovů se vylučují na elektrodě po vodíku
  • halogenidové anionty se vylučují na elektrodě před kyslíkem ve formě halogenu
  • ostatní anionty se vylučují po kyslíku

 

Využití elektrolýzy:

  • galvanické pokovování (Na+ na Fe – katoda)
  • Výroba elektropozitivních kovů (Na, Al)
  • Solanka → H2, Cl2, NaOH, Na, NaClO, NaClO3
  • Rafinace (přečištění) surových kovů
  • Polarografie (koncentrace kovových iontů, elektrody Hg)


Další podobné materiály na webu:

💾 Stáhnout materiál   🎓 Online kurzy
error: Content is protected !!