pbcso

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