Kémiai alapismeretek 11. hét

Elektrokémia Elektródtípusok Alkalmazás

Galvánelemek

Kémiai alapismeretek 11. hét Horváth Attila Pécsi Tudományegyetem, Természettudományi Kar, Kémia Intézet, Szervetlen Kémiai Tanszék

2011. május 3.

1/8

c 2009/2010 II. félév, Horváth Attila

Akkumulátorok Elektrolízis

Elektrokémia Elektrokémia Elektródtípusok

I I

I

I I I

Elektród: Fémes vezető és az elektrolit együttese. elektrokémiai cella: 2 elektród együttese, ahol a spontán kémiai reakció elektromos áramot termel. elektrolizáló cella: Külső áramforrást használunk, hogy egy nem spontán végbemenő reakciót hajtsunk. anód: Az az elektród, ahol oxidáció megy végbe. katód: Az az elektród, ahol redukció megy végbe. Daniell elem (1836) celladiagramja: .. Zn(s)|Zn2+ (aq) ....Cu2+ (aq) |Cu(s) (c1 )

I

I I

2/8

(c2 2+ Zn→Zn +2e−

Félreakciók, félcella: Cu2+ +2e− →Cu (katód).

(anód) és

.. Jelölések: Fázishatár(|), sóhíd(....). Galváncella esetén az anód a negatív pólus, a katód a pozitív.


Alkalmazás

Galvánelemek Akkumulátorok Elektrolízis

I

I

I

I

I

I

Cellapotenciál: A két félcella között mérhető potenciálkülönbség. ECel =Ek -Ea . Elektromotoros erő: Terhelésmentes cellapotenciál. (I=0A) Elektródpotenciál: Referenciaelektródhoz viszonyított cellapotenciál. Viszonyítási alap a standard H-elektród: Pt|H2 (g)|H+ (aq) (valamint pH2 =1atm és [H+ ]=1M). Standard elektródpotenciál: Az a cellapotenciál, aminek anódja a standard hidrogénelektród, katódja pedig a kérdéses standard állapotú elektród. Nernst egyenlet (felírás redukció irányában): RT Y νi RT lnQc = E0 − ln ci E = E0 − zF zF i

I

3/8

Példa: Pt|Fe2+ (0,1M), Fe3+ (0,2M) elektródra RT [Fe2+ ] (Fe3+ +e− =Fe2+ ) −→ E=E0Fe2+ /Fe3+ − ln F [Fe3+ ]




I

I

Elektromos munka: w=−zFEME , ha EME >0 spontán reakció (galváncella), ha EME <0 elektrolizáló cella. Elsőfajú elektródok: Fém merül saját ionjait tartalmazó oldatba. (Mz+ +ze− →M; Qc =1/[Mz+ ]) Nernst egyenlet:


Galvánelemek Akkumulátorok

E= I

I

4/8

E0M

RT + ln[Mz+ ] zF

Másodfajú elektródok: A fém egy olyan oldatba merül, amely saját ionjait rosszul oldódó só formájában tartalmazza, valamint olyan jól oldódó sót is, amelynek anionja a megegyezik a rosszul oldódó só anionjával. Pl.: − Kalomel elektród (Hg, Hg2+ 2 (aq), Hg2 Cl2 , Cl ). E értéke [Cl− ]-el változtatható, stabil elektródpotenciál. Redoxi elektródok: Az ionvezető oxidált és redukált formában is jelen van az oldatban, az elektronvezető pedig egy inert fém. Pl.: Pt|Fe2+ , Fe3+ Nernst egyenlet: RT [Fe3+ ] E=E0Fe3+ /Fe2+ + ln 2+ F [Fe ]


Elektrolízis

Elektrokémia

Standard elektródpotenciál táblázat: E0 /V E0 /V 2+ − − − Cu +2e →Cu 0,34 Cl2 +2e →2Cl 1,36 + − − − 2H +2e →H2 0 Br2 +2e →2Br 1,09 Fe2+ +2e− →Fe −0,44 I2 +2e− →2I− 0,54 2+ − Mg +2e →Mg −2,36 A pozitívabb elektródpotenciálú oxidálja a negatívabbat Pl.: Megy Nem megy önként Mg+2H+ →Mg2+ +H2 H2 +Mg2+ 9 Fe+2H+ →Fe2+ +H2 H2 +Fe2+ 9 2+ 2+ Cu +Fe→Cu+Fe Cu+Fe2+ 9 Cl2 +2I− →2Cl− +I2 Cl− +I2 9 − − Br2 +2I →2Br +I2 Cl− +Br2 9

5/8


Elektródtípusok Alkalmazás


Leclanché-féle szárazelem (1870): Elektrokémia Elektródtípusok Alkalmazás

Galvánelemek

Anod: Zn(s)

2+

Zn

+ 2e

-

+

Katod:

Cu kupak grafit rud

+

-

2MnO2+2NH4 +2e

MnO2 NH4Cl, ZnCl2 (gel)

Mn2O3 + H2O + 2NH3

-

Zn henger

Alkálielem (1950): stabilabb, hosszabb élettartam, KOH elektrolit I Anód: Zn + 2 OH− → Zn(OH)2 + 2e− I Katód: 2MnO2 + H2 O+ 2e− → Mn2 O3 + 2OH−

Lítiumelem (1970): kis méret, hosszú élettartam. I Anód: Li→Li+ +e− I Katód: pirit(FeS2 ), I2 , fluorozott grafit ((CF)n ) (Li+(CF)n →LiF + C; 4Li+FeS2 →2Li2 S+Fe; 2Li+I2 →2LiI) 6/8


Akkumulátorok Elektrolízis

Ólomakkumulátor: Reverzibilis, ezért kisülés után újratölthető. Több cella sorbakötve. 2H+

2e−

I

Anód: Pb(s)+H2 SO4 PbSO4 +

I

Katód: PbO2 +H2 SO4 +

2H+ +2e−

I

Ek ≈1,67V és Ea ≈0,36V

I

Kisütött állapotban a közeg víz, feltöltött állapotban 30%-os H2 SO4 oldat

+

PbSO4 +2H2 O

NiCd akkumulátor (tölthető elem): Katód: NiOOH; Anód: Cd; elektrolit: KOH oldat. 2NiOOH + H2 O + Cd 2Ni(OH)2 + Cd(OH)2

7/8

I

Ek ≈0,49V és Ea ≈ −0,81V.

I

Előnyei: Sokszori tölthetőség, hosszú ideig eláll.

I

Hátrány: Drága, alacsonyabb teljesítménysűrűség, memória hatás




Elektrolízis: Külső áramforrás segítségével végrehajtott kémiai reakció. I Olvadékok elektrolízise (NaCl olvadék). Katód: Na+ + e− →Na; Anód: 2Cl− →Cl2 +2e− I Vizes oldatok elektrolízise: A víz is redukálódhat, illetve oxidálódhat a katódon illetve az anódon. Pl.: (sóoldat) I

I

I

Katód: Na+ +e− →Na (E0 =−2.71V) vagy 2H2 O+2e− →H2 +2OH− (E0 =−0.83V). Nagyobb elektródpotenciál, könnyebb redukció. Anód: 2Cl− +2e− →Cl2 (E0 =1.36V) vagy 2H2 O→O2 +4H+ +4e− (E0 =1.23V) Kisebb elektródpotenciál, könnyebb oxidáció. Híg oldatban utóbbi, tömény Cl− oldatban előbbi. (Nernst egyenlet!!)

Mennyiségi jellemzés: Faraday törvények Faraday I.: Az elektródon levált anyag mennyisége egyenesen arányos az átvitt töltésmennyiséggel. (m=kQ) 2 Faraday II.: Azonos töltésmennyiséggel leválasztott alkotórészek kémiailag egyenértékűek. Azaz 1 mól e− elektron elektrolízisben való részvétele függetlenül az anyagi minőségtől 96500C töltést igényel. 1

8/8




Kémiai alapismeretek 11. hét

Recommend Documents