ELEKTROCHEMIE Zabývá se rovnováhami a ději v soustavách obsahující elektricky nabité částice.
Ca2+
x
Ca+II
Samostatný kation
Oxidační číslo ve sloučenině
Sám
Jen ve sloučenině 1
ELEKTROCHEMIE: POJMY OXIDACE = zvýšení ox. čísla REDUKCE = snížení ox. čísla Oxidačněredukční děj:
C
+
O2
CO2
Oxidace C0 - 4e-
CIV
Redukce O0 + 2eRedukce 2O0 + 4e-
O-II 2O-II
2
OXIDAČNÍ ČINIDLO: jinou látku oxiduje, samo se redukuje, přijímá elektrony od jiné látky.
REDUKČNÍ ČINIDLO: jinou látku redukuje, samo se oxiduje, odevzdává elektrony jiné látce.
3
Elektrická dvojvrstva: = výsledek působení elektrolytického rozpouštěcího tlaku prozp a osmotického tlaku posm na fázovém rozhraní = dvě opačně elektricky nabité vrstvy - Potenciál dvojvrstvy není možné naměřit
http://www.fpv.umb.sk/kat/kch/elektrochem/Elektrochemia/Teoria/3.1_clip_image002.jpg
4
Poločlánek: = kov ponořený do roztoku vlastní soli (Cu do CuSO4), nabíjí se na určitý potenciál
Článek: = vodivé propojení dvou poločlánků, vzniká rozdíl dvou potenciálů = NAPĚTÍ
5
Daniellův článek: = nejjednodušší, vodivě propojen solným můstkem ANODA = elektroda, kde probíhá OXIDACE (záporná) KATODA = elektroda, kde probíhá REDUKCE (kladná)
6
Daniellův článek:
http://www.youtube.com/watch?v=1Klo5e_syGw&NR=1 7
Napětí mezi poločlánky (ve standardním stavu) E (V) = E0 (katoda) – E0 (anoda)
8
Př) Vypočítej rozdíl potenciálů: a) Zn a Cu článku E0 (Zn2+/Zn)= -0,763 V
anoda
E0 (Cu2+/Cu)= +0,337 V
katoda
E= +0,337 – (-0,763) = 1,1 V b) Zn a Pb článku E0 (Zn2+/Zn)= -0,763 V
anoda
E0 (Pb2+/Pb)= -0,126 V katoda E= -0,126 –(- 0,763) = 0,637 V
9
Standardní redukční potenciál: = rozdíl vůči vodíkové elektrodě (nelze změřit absolutně) E0 (V)
Vodíková elektroda : = srovnávací poločlánek, E0H2 = 0 Potenciál elektrody ponořené do roztoku o jednotkové koncentraci H iontů 1 mol/l.
10
Vodíková elektroda :
11
Platinový plíšek potažený platinovou černí (elektrolyticky vyloučená platina o velkém měrném povrchu) ponořený do roztoku H2SO4 (zdroj H+) o jednotkové aktivitě a H+za standardních podmínek (t = 25°C, p = 101,325 kPa) ; roztok je probubláván a nasycen vodíkem H2 • ustaví se rovnováha na elektrodě • elektrodový potenciál vodík. elektrody za standardních podmínek (standardní elektrodový potenciál) E0H2 = 0
Standardní redukční potenciály některých kovů: Srovnáním potenciálu poločlánku tvořeného kovem ponořeným do roztoku své soli s potenciálem normální vodíkové elektrody získáme řadu napětí kovů. Elektroda Li/Li+ K/K+ Na/Na+ Zn/Zn2+ Fe/Fe2+ Fe/Fe3+ H/H+ Cu/Cu2+ Cu/Cu+ Ag/Ag+ Au/Au+
Potenciál (Volt) - 3, 02 - 2, 92 - 2, 71 - 0, 76 - 0, 43 - 0, 04 0, 00 + 0, 34 + 0, 51 + 0,80 + 1, 50 13
Řada napětí kovu: Beketova
Neušlechtilé kovy H
Ušlechtilé kovy
E0 = -
E0 = +
E0 = 0
14
Z řady napětí kovu plyne: 1) Kov ležící nalevo může vytěsnit kov napravo Fe + CuSO4
Cu + FeSO4
2) Kov ležící nalevo je silnější REDUKČNÍ činidlo než kov napravo 3) Kov ležící nalevo reagují s kys. za uvolnění H2 Zn + 2 HCl
H2 + ZnCl2
Čím zápornější standardní potenciál, tím silnější redukční činidlo.
15
Z řady napětí kovu plyne: 4) Kovy ležící napravo reagují s kys. které mají ox. účinky. 3 Cu+ 8 HNO3
3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
5) Kovy, které jsou před vodíkem mají tendenci vytvářet pozitivní kationty a se vzdáleností od vodíku roste jejich elektropozitivita.
16
Potenciál kovové elektrody, jež vysílá do roztoku kationty je dán Nernstovou rovnicí: E = - RT/nF . ln c kde R ...univerzální konstanta = 8,314 47 J. K−1. mol−1 n ... počet elekt. tvořících rozdíl mezi kovem a iontem c ... koncentrace iontu
Nernstova rovnice: Je-li znám E0(řada napětí), vypočítám redox-potenciál pro lib c E = E0 – RT/2F ln (c2/c1) E = E0 – 0,059/2F ln (c2/c1) 17
4) Kovy ležící napravo reagují s kys. které mají ox. účinky 3 Cu+2HNO3 8 3 Cu0 2 Nv
3 Cu(NO3)2 +2 NO + 6
-2e-
6 +3e-
3 Cu+II
oxidace
2 N+II
redukce
H2O
4 2
3
3
2
a) H L: 2
P: 2
L=P
L: 2*3=6
P: (3*2)*3 + 2+1 = 21
L=P
b) O: L: 8*3=24
P: (3*3)*3 + 2+4 = 24
L=P
P: 8
L=P
O
H: L: 8
18
ELEKTROLÝZA Elektrochemická reakce, která vzniká ponořením dvou elektrod do roztoku elektrolytu po vložení stejnosměrného proudu. - dochází zde ke změnám - je vynucen obrácený redoxní průběh reakce
ANODA = elektroda, kde probíhá OXIDACE (kladná) KATODA = elektroda, kde probíhá REDUKCE (záporná) 19
ELEKTROLÝZA Při elektrolýze putují kladné ionty (kationty) k záporné elektrodě (katodě) a záporné ionty (anionty) ke kladné elektrodě (anodě) Na katodě redukce: Na+ +e-
Na
Na anodě oxidace: Cl- - e-
Cl 20
ELEKTROLÝZA Faradayovy zákony: 1.) Vyloučené množství látky je přímo úměrné prošlému náboji: m= Ae * Q ( Q = I*t (proud*čas) ) m= Ae * I * t
Ae...........elektrochemický ekvivalent
2.) Hmoty různých látek vyloučené týmž nábojem jsou chemicky ekvivalentní. (stejný až na znaménko) m/M = I*t (/z/*F)
m…..hmotnost
M…..molekulová hmotnost
z……náboj iontu
F….. Faradayova konstanta 96 487 C t……doba elektrolýzy
21
ELEKTROLÝZA Využití: 1) Elektrolytická výroba kovů z tavenin 2) Galvanické pokovování (za účelem protikorozní ochrany)
22
GALVANICKÉ ČLÁNKY Vnějším spojením obou elektrod dochází k samovolným reakcím.
23
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ 1)Primární – nevratné, nedají se znovu nabít 2)Sekundární – vratné, dají se znovu nabít, akumulátory 3)Palivové články –
přivádí se nepřetržitě palivo (elektrody se neúčastí reakce)
SPOJENÍM ELEKTROD: SAMOVOLNÁ REAKCE. SOUSTAVA POSKYTUJE ELEKTRICKOU PRÁCI. 24
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ 1) Primární : a) Daniellův článek – Zn a Cu plíšek v roztoku svých solí Zn se ox. a rozpouští, Cu se red. a sráží. - napětí = 1,1 V
http://www.youtube.com/watch?v=1Klo5e_syGw&NR=1
25
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ 1) Primární článek: b) suchý 1866 G. Leclanche = zdroj energie pastovitý elektrolyt ztužený škrobem. - elektroda = Zn se ox., + elektroda = MnO2 se red. s grafitem na C tyčince v tuhém elektrolytu
Zn0 + 2 NH4+ + 2 MnIVO2 → MnIII2O3 . H2O + [ZnII(NH3)2]2+
26
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ napětí = 1,5 V.
27
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ 1) Primární článek: c) Rtuťový článek Do naslouchátek, hodinek napětí = 1,35 V Větší životnost než suchý Leclancheův
28
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ 2) Sekundární článek: akumulátor Využití: 1) v automobilech 2) výpadek elektřiny by ohrozil provoz -v osvětlovacích zařízeních, nemocnicích, -zabezpečovacích zařízeních, v telekomunikaci, v jaderných elektrárnách...
29
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ 2) Sekundární článek: Akumulátor: Průchodem proudu se akumulátor vybíjí.
Nabitý olověný akumulátor: Katoda je čisté olovo, anoda je pokryta PbO2
Vybitý olověný akumulátor. Obě elektrody jsou obaleny PbSO4. 30
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ 2) Sekundární článek: Reakce: vybíjení
Pb +PbO2 +2H2SO4
2PbSO4 +2H2O nabíjení
Na obou elektrodách probíhají redoxní reakce. Napětí: 6,12, 24 V. Elektrody se při reakci s kyselinou pokrývají vrstvou PbSO4. Ta brání průchodu elektronů = akumulátor je vybitý.
31
Princip akumulátoru -
Pb + Pb0 H2SO4 ↓ ↓ PbII PbSO4 + OX. H2 - 2e-
+
Pb + PbO2
Pb H2SO4
PbO2 + H2SO4 PbIV ↓ ↓ PbSO4 PbII + RED. H2 + 2e-
32
Nabíjení akumulátoru Principem je obrácení směru reakcí. Akumulátor připojíme ke zdroji stejnosměrného proudu stejné velikosti, ale opačného směru. To způsobí obrácení směru reakcí – rozpuštění PbSO4. Akumulátor je opět ve stavu, v jakém byl před vybíjením.
33
Akumulátor - řez
spojovací můstek přepážka Pb deska PbO2 deska porézní izolační hmota
zesílené dno 34
