CH15 - ElektrochemieMgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona PufferováGymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o.

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A FYZIKÁLNÍHO

VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO V HAVÍŘOVĚ“

Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA

Redoxní reakce

• Dochází k přenosu (výměně) elektronů.• Dochází ke změně oxidačního čísla

Cr0 + O02 → CrIII

2O-II3

Cr: z 0 na +III, chrom ztrácí 3 elektronyO: z 0 na –II, kyslík získává 2 elektrony

Oxidačně- redukční děje

• se skládají ze dvou dílčích reakcí – oxidace a redukce• mezi reaktanty dochází buď ke skutečné nebo jen formální výměně

elektronů.

• Oxidace - děj, kdy se zvyšuje oxidační číslo prvku (tím, že se elektrony odštěpují)

• Redukce - děj, kdy se snižuje oxidační číslo prvku (tím, že elektrony jsou přijímány)

• děje musí probíhat současně jsou to dva redoxní systémy

Oxidačně- redukční děje

oxidace: Zn0 – 2 e- Zn2+

redukce: Cu2+ + 2 e- Cu0

Cu + Zn → Cu + Zn

• děje musí probíhat současně jsou to dva redoxní systémy• jedna částice se oxiduje a druhá částice se současně redukuje• výměna elektronů mezi dvěma redoxními systémy (redoxní pár)

Zn/Zn2+ a Cu2+/Cu

oxidace

redukce

Úloha

• V následujících rovnicích urči redoxní páry (dvojice částic, které se liší v oxidačním čísle).

1. Ca + Cl2 CaCl2

2. H2 + Br2 → 2 BrCl

3. 2 K + Cl2 → 2 KCl

→

Redoxní děje

• Oxidační činidlo – látka schopná oxidovat jiné látky (sama se při reakci redukuje – dokáže odebírat e-)= oxidant

• Redukční činidlo – látka schopná redukovat jiné látky (sama se při reakci oxiduje – dodává e-) = reduktant

Úloha

V následujících rovnicích urči oxidační a redukční činidlo.

1. Cr2O3 + 3 CO 2 Cr + 3 CO2

2. 2 H2 + O2 → 2 H2O

3. 2 Na + Cl2 → 2 NaCl

→

Oxidační a redukční činidla

• rozdělení na oxidanty a reduktanty je relativní• záleží na tom s jakou látkou reagují• pro orientační rozdělení byl zvolen za referentní látku

vodík:

• oxidanty – silnější akceptory elektronů než vodík• reduktanty – silnější donory elektronů než vodík

Úloha

Urči oxidační čísla v rovnici, vyznač oxidaci a redukci a označ oxidační a redukční činidlo.

• Zn + HCl ZnCl2 + H2

• Zn0 + HICl-I ZnIICl2-I + H2

0

Zn0 – 2e- ZnII

2HI + 2e- H20

• Zn – zvyšuje své ox. číslo oxidace; redukční činidlo • H - snižuje své ox. číslo redukce; oxidační činidlo

Redoxní vlastnosti kovů

• kovy v roztoku tvoří kationty odevzdávají valenční elektrony

• mírou schopnosti atomů kovů odevzdávat valenční elektrony je tzv. rozpouštěcí napětí kovů, které se projevuje ve styku s vodou nebo roztoky vlastních nebo jiných iontů

Standardní redukční potenciál E°

• vyjadřuje snahu o přijetí nebo odštěpení elektronu v redoxních dějích

• jeho hodnota se nedá přímo změřit, využívá se galvanických článků, kdy jednou částí je redoxní pár a druhou částí je tzv. standardní vodíková elektroda

Elektrochemická řada napětí kovů

• byla vytvořena na základě měření• redoxní pár / E° Zn2+/Zn - 0,762

H+/H2 0 Cu2+/Cu 0,342

• E° nám pomáhá určit, kterým směrem bude reakce probíhat: 2NaBr + Cl2 Br2 + 2 NaCl

Br2 + 2 e- 2 Br- E°= 1,065V

Cl2 + 2 e- 2 Cl- E°= 1,359V

• bromidový anion je silnějším redukčním činidlem než chloridový = má menší hodnotu E°(než Cl2/Cl-)

• reakce bude probíhat samovolně ve směru oxidace bromidových aniontů

Obecně

• Redoxní pár s nižší hodnotou E°je redukčním činidlem pro pár s vyšší hodnotou E°

• Redoxní pár s vyšší hodnotou E°je oxidačním činidlem pro pár s nižší hodnotou E°

• E°- charakterizuje redukční nebo oxidační schopnost částic ve vodných roztocích; čím je hodnota zápornější tím je silnějším redukčním činidlem

Obecně

• Schopnost být silným nebo slabým redukčním činidlem závisí na tom, jak rychle je látka schopná odštěpit elektrony.

• Čím rychleji je elektrony odštěpuje, tím je silnějším redukčním činidlem.

Beketova řada napětí kovů

• byla sestavena na základě ochoty odštěpovat elektrony od nesilnějších redukčních činidel po nejslabší

• řada začíná draslíkem, který má největší snahu přejít do roztoku jako kation a končí ušlechtilými kovy, které jeví minimální snahu tvořit kationty

Beketova řada napětí kovů

nejreaktivnější nejméně reaktivní

K, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Ag, Hg, Pt, Au) E° = 0 neušlechtilé kovy ušlechtilé kovy v přírodě ve sloučeninách v přírodě ryzí

(E0 < 0) (E0 > 0)

Zákonitosti vyplývající z řady napětí kovů

1. Kov vlevo je schopen vytěsnit kovy ležící vpravo od něj z roztoků jejich solí (popř. i vodík)

• kov ležící vlevo je redukčním činidlem pro kov vpravo; • kov s nižší hodnotou E° jsou schopny redukovat kovy s vyšší hodnotou E°

Zn + 2 AgNO3 2 Ag + Zn (NO3)2

2. neušlechtilý kov + bezkyslíkatá kyselina = sůl kyseliny + vodík

3. neušlechtilý kov + zředěná kyslíkatá kyselina = sůl kyseliny + vodík Fe + H2SO4 H2 + FeSO4

4. ušlechtilý kov + bezkyslíkatá kyselina = neprobíhá

5. ušlechtilý kov + konc. kyslíkatá kyselina = sůl kyseliny + oxid kyseliny + voda Výjimka: 3 Cu + zřeď. 8 HNO3 Cu (NO3 )2 + 2 NO + 4 H2O

Cu + konc. 4 HNO3 Cu (NO3 )2 + 2NO2 + 2H2O

Úloha

• Jakým směrem proběhnou tyto reakce? Vysvětli proč. Doplň šipky a rovnice vyčísli:

Pb + CuSO4 Cu + PbSO4

Hg + Fe(NO3)2 Fe + Hg(NO3)2

Využití redoxních reakcí v praxi

1. elektrolýza – reakce vyvolaná průchodem stejnosměrného elektrického proudu elektrolytem

2. galvanický článek – zdroj stejnosměrného elektrického napětí

Srovnání elektrolýzy a galvanického článku

Elektrolýza elektrický proud

chemická reakce

• systém je napojen na zdroj stejnosměrného napětí• katoda je záporná(navazují se kationty)• anoda je kladná

(navazují se anionty)

Galvanický článekchemická reakce

elektrický proud

• systém je zdrojem stejnosměrného napětí• katoda je kladná

(kladný pól)• anoda je záporná

(záporný pól)

Elektrolýza

• soubor oxidačně redukčních reakcí probíhajících na

elektrodách při průchodu stejnosměrného elektrického proudu roztokem nebo taveninou elektrolytu (současně dohází ke změně uvnitř či taveniny elektrolytu)

• kovy – vedení proudu je zprostředkováno

usměrněným tokem elektronů (průchodem elektrického proudu nedochází ke změnám uvnitř kovu)

Elektrolýza

• roztoky a taveniny elektrolytů – vedení proudu

pomocí volně pohyblivých iontů • (- ) elektroda = přitahuje kationty katoda = probíhá

na ní redukce

• (+) elektroda = přitahuje anionty anoda = probíhá na ní oxidace

Schéma elektrolýzy

obr. č.1 Schéma elektrolýzy

Elektrolýza vodného CuCl2

• anodická oxidace: Cl- - e- Cl° 2 Cl° Cl2°

• katodická redukce: Cu 2+ + 2 e- Cu°• E°= 0,150V

obr. č.2 Elektrolýza CuCl2

Elektrolýza vodného NaCl

• anodická oxidace: Cl- - e- Cl° 2 Cl° Cl2° • katodická redukce: 2 H2O + 2 e- H2 + 2 OH - • (E°= -0,828V) • nedochází k redukci Na + + e - Na°

E°= - 2,714V • potenciál Na je nižší než potenciál vody voda se

redukuje snáze

• Katodický prostor – vznik NaOH (Na+ z NaCl a OH- z vody)• Anodický prostor – oddělen od katodického porézní přepážkou, která zabraňuje

styku Cl2 s NaOH ( za studena by vznikl chlornan, za tepla chlorečnan sodný)

obr. č.3 Elektrolýza vodného roztoku NaCl

Elektrolýza taveniny NaCl

• tavenina = roztavený elektrolyt• NaCl Na+ + Cl -

• anodická oxidace: Cl- - e- Cl 2 Cl° Cl2°

• katodická redukce: Na + + e - Na°

obr. č.4 Elektrolýza taveniny NaCl

Význam elektrolýzy

• z roztoku NaCl se elektrolýzou vyrábí chlor, vodík , hydroxid sodný

• elektrolýzou tavenin se vyrábí hliník, alkalické kovy, Cu, Mg

• elektrolýzou vody se vyrábí kyslík pro lékařské účely

• elektrolýzou surových (znečištěných) kovů se vyrábí čisté kovy např. Cu

• galvanické pokovování různých předmětů (např. pozinkování, pochromování). Při galvanickém pokovování se na kovovém předmětu získá lesklý souvislý povrch, který předmět chrání.

Úloha

• Na stránce http://www.youtube.com/watch?v=kLLJV5pG_6w (NaCl)

• http://www.youtube.com/watch?v=ERPXPTOVNvM (modrá skalice)

• zhlédni uvedené pokusy a pomocí rovnic zapiš děje na jednotlivých elektrodách.

• Popiš vlastními slovy.

Galvanické pokovování - zvýšení odolnosti a zlepšení vzhledu povrchu

obr. č.5 Galvanické pokovování

Elektrolytické čištění kovů

obr. č.6 Elektrolytické čištění kovů

Články – základní pojmy

• Poločlánek – soustava vzniklá ponořením kovu do roztoku vlastní soli; vzniklá dynamická rovnováha je příčinou vzniku potenciálového rozdílu , který nelze v poločlánku změřit.

Elektrická dvojvrstva má opačnou polaritu

• Článek – vzniká po vodivém propojení 2 poločlánků potenciální

rozdíl lze měřit voltmetrem.

obr. č.7 Poločlánek – neušlechtilý kov obr. č.8 Poločlánek – ušlechtilý kov

Standardní vodíková elektroda

• srovnávací elektroda; určena mezinárodní dohodou;• srovnávací poločlánek k určení potenciálu kovu, E° = 0 V

(nezávisí na teplotě)

• Pt – plíšek zatavený do skleněné trubice,ve které je vodič připojující elektrodu do obvodu a do které je vháněn plynný vodík

• kyseliny HCl o jednotkové molární koncentraci kationtů H3O+obr. č.10 Vodíková elektroda

Danielův galvanický článek • historický význam; 2 elektrody: Zn – katoda, Cu – anoda ponořené do svých solí (ZnSO4 a CuSO4), oba poločlánky jsou vodivě propojeny tzv. solným můstkem. Potenciální rozdíl mezi poločlánky změřený voltmetrem je 1,1V.

• Solný můstek – trubice naplněná inertním

elektrolytem, slouží k přenosu elektrického náboje.

Potenciál kovu - hodnota potencionálního rozdílu mezi elektrodami článku sestaveného z poločlánku libovolného kovu a poločlánku srovnávacího.obr. č.9 Danielův článek

Úloha

• Na základě zhlédnutého videa na http://www.youtube.com/watch?v=HXD9PAoLrAI

• vypracuj krátký referát o historii galvanického článku, principech reakcí a uveď příklady primárních článků a jejich využití.

• Vypracuj referát o sekundárních článcích, uveď reakce a různé druhy těchto článků, včetně jejich využití v praxi. Využij video na http://www.youtube.com/watch?NR=1&v=puZxneiDQsM

Galvanické články • jsou zdrojem stejnosměrného elektrického napětí. • hodnota napětí článku je dána rozdílem potenciálů elektrod

Dělíme je:• primární• sekundární Primární galvanické články• po vybití článku nelze jejich funkci znovu obnovit

Sekundární galvanické články• nejsou jen zdrojem energie, ale mohou energii uchovávat (akumulovat)

AKUMULÁTORY; lze je opakovaně nabít

obr. č.11 Galvanické články

Voltův článek

• Nejstarší a nejjednodušší • Je tvořen zinkovou (-) a měděnou (+) elektrodou, které jsou ponořeny do

roztoku zředěné kyseliny sírové. • Napětí článku je 1,1V. Děje probíhající na elektrodách:

• Na zinkové elektrodě tedy dochází k oxidaci. Zn Zn2+ + 2e-

• Do roztoku se uvolňují Zn2+, které reagují s anionty SO42- z roztoku.

K elektrodě tedy putují anionty, elektroda se nazývá anoda.• Na měděné elektrodě přijímají elektrony ionty H+ z roztoku: 2H+ + 2e- H2

• Na měděné elektrodě tedy dochází k redukci. • K elektrodě putují kationty, elektroda se nazývá katoda

Voltův článek

Děje:• anoda(Zn) – oxidace: Zn Zn2+ + 2e-

• katoda(Cu) – redukce: 2H+ + 2e- H2

obr. č.12 Voltův článek

Daniellův článek

• zinková elektroda ponořené do roztoku ZnSO4 a měděná elektroda ponořené do roztoku CuSO4

• Oba roztoky jsou od sebe odděleny polopropustnou membránou, která zabraňuje jejich smíchání, ale umožňuje průchod iontů.

• Napětí článku je 1,1V.

Daniellův článek

Děje probíhající na elektrodách:• anoda(Zn) – oxidace: Zn Zn2+ + 2e-

• katoda(Cu) – redukce: Cu2+ + 2e- Cu obr. č.13 Danielův článek

Leclancheův článek

• suchý článek• anoda(-) = Zn (obal)• katoda (+) = vrstva MnO2, která je nanesena na

uhlíkové elektrodě• elektrolytem je NH4Cl ve formě škrobové pasty

Při odběru proudu probíhá reakce:• Zn + 2NH4

+ + 2MnO2 Mn2O3.H2O + Zn(NH3)22+

• Při reakci se zinková elektroda rozpouští, na uhlíku se vylučuje vodík, který reaguje s MnO2 za vzniku vody.

obr. č.14 Suchý článek

Rtuťový článek

• uplatnění v praxi, naslouchátka, hodinky, expozimetry• zdrojem napětí 1,35V , • životnost má delší než Leclancheův a je dražší

• ANODA (-) – lisovaný, amalgamovaný zinkový prášek• KATODA(+) – směs HgO a grafitu• ELEKTROLYT – adsorbent napuštěný konc. KOH• článek je v obalu z nerezové oceli

Sekundární galvanické články

• nejsou jen zdrojem energie,ale mohou energii uchovávat (akumulovat) AKUMULÁTORY; článek lze po vybití znovu nabít

Olověný akumulátor• Katoda = olověná elektroda pokrytá vrstvou PbO2. • Anoda = čisté olovo. • Elektrolyt = zředěná kyselina sírová.• napětí – 2,0VDěje probíhající na elektrodách při vybíjení:A (-) – Pb Pb2++ 2e-

K (+) – Pb4+ + 2e- Pb2

Olověný akumulátor

• Připojením na vnější zdroj lze po vybití článku akumulátor znovu nabít. Směr reakce se obrátí:

• A (+) – odevzdávají SO42- elektrony a přetváří PbSO4 na PbO2:

Pb2+ Pb4+ + 2e-

• K (-) – ke katodě se pohybují ionty H+, kde přebírají elektrony a redukuji PbSO4 na Pb:

Pb2++ 2e- Pb

• Sumárně lze oba děje popsat rovnicí:• PbO2 + Pb + H+ + 2SO4

2- 2PbSO4 + 2H2O.

• Jednotlivé články olověných akumulátorů se spojují za sebou do akumulátorových baterií 6V, 12V, 24V.

Olověný akumulátorPoužití: v motorových vozidlech jako zdroje pro zapalování, osvětlení, servomotory a startér.

obr. č.15 Olověný akumulátor 1

obr. č.16 Olověný akumulátor 2

Další typy akumulátorů

Ocelniklové (NiFe)

• katoda - ocel• anoda - oxid-

hydroxid niklitý NiO(OH)• elektrolyt - roztok KOH• napětí – 1,45V.

Niklkadmiový (NiCd)

• katoda - Cd(OH)2

• anoda - Ni(OH)2

• elektrolyt - roztok KOH• napětí – 1,4V

Koroze

• probíhá na povrchu některých kovů za působení vzdušného kyslíku, vody a dalších látek.Vytváří se při ní vrstvička látek, které mění vlastnosti kovových materiálů.

Některé kovy (např. hliník, měď, zinek) se na vzduchu pokrývají tenkou, ale souvislou vrstvou sloučenin, která kov chrání před další korozí.(např. hliník) = pasivace kovů

Koroze

• Železo se ve vlhkém prostředí na povrchu pokrývá pórovitou vrstvičkou rzi , která proniká hlouběji do kovu.

obr. č.17 Koroze železa

Kovové předměty před korozí chráníme:

• olejováním a mazáním železných částí strojů a zařízení

• nanášením různých nátěrových látek a smaltováním

• vytvořením ochranných povlaků z odolnějších kovů– pozinkování (okapové roury)– poniklování (jehly)– pochromování ( ozdobné součásti automobilu)

Použité informační zdrojeObrázkyobrázky č. [7, 8, 9] – autorka Yvona Pufferová[1] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www:http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/3b/Elektrol

%C3%BDza.jpeg[2] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.predmetove.chytrak.cz/subory/devat/Tomas_Pete

_projekt/stranka1.html[3][online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://ftp.mgo.opava.cz/kav/esf/bartosikova_hana/projekt.doc[4][online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.chemierol.wz.cz

/9%20elektrochemie%20elektrolyza%204.htm[5] [6] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.chemierol.wz.cz

/9%20elektrochemie%20elektrolyza%204.htm[10] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.e-chembook.eu/wp-content/uploads/Vodikova

-elektroda.png[11] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.by.all.biz/cs/galvanicky-clanek-g98598

http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Bundesarchiv_Bild183- R57262,_Werner_Heisenberg.jpg[12] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.chemierol.wz.cz

/9%20elektrochemie%20galv%20cl%205.htm[13] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www:

http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Galvanick%C3%BD_%C4%8Dl%C3%A1nek.svg[14] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.energyweb.cz/web/index.php?display_page=2&

subitem=1&ee_chapter=5.2.4

Použité informační zdroje

Obrázky[15] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.e-chembook.eu/wp-content/uploads/Oloveny-

akumulator.png[16] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.chemierol.wz.cz

/9%20elektrochemie%20galv%20cl%205.htm[17] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www: http://www.iqmedia.cz/pictures/chex_10b.jpg

Literatura

• MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 2002. ISBN 80-7182-055-5.

• BENEŠOVÁ, M., SATRAPOVÁ, H. Odmaturuj z chemie. Brno: Didaktis, 2002. ISBN 80-86285-56-1• KOVALČÍKOVÁ, Tatiana. Obecná a anorganická chemie: studijní text pro SPŠCH. 3., upr. vyd. Ostrava:

nakladatelství Pavel Klouda, 2004, 118 s. ISBN 80-86369-10-2.

Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A

FYZIKÁLNÍHO VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO V HAVÍŘOVĚ“

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.