Transcript Kap 6 Elektrokemi

Elektrokemi
Elektrokemiska processer
Kapitel 6 (s 100-115)
Vad säger kursplanen?
Eleven ska
- kunna tillämpa stökiometriska samband och
utföra kemiska beräkningar
- ha fördjupat sina kunskaper inom några av
kemins aktuella tillämpningsområden.
Två saker är synnerligen värdefulla att hålla i minnet när
vi går igenom kapitlet om elektrokemi:
Kemisk energi
elektrisk energi
Reaktion → sker i den galvaniska cellen och i
bränslecellen
Reaktion ← sker i elektrolyscellen
Energiomvandling
Elektrokemi handlar om energiomvandling – från kemisk
energi till elektrisk energi och från elektrisk energi till
kemisk energi.
Det finns två typer av elektrokemiska celler:


Så fort du ser benämningen galvanisk cell så kan du
vara säker på att kemisk energi omvandlas till
elektrisk energi (spontana reaktioner).
En sådan omvandling sker också i en bränslecell.
När du ser uttrycket elektrolyscell så omvandlas
elektrisk energi till kemisk energi (icke-spontana
reaktioner) genom att elektrisk spänning tillförs.
Grundprincipen i elektrokemi
Bygger på spänningsförhållandet mellan två
ämnen och deras förmåga att reagera med
varandra.
Ju längre metallerna i ett galvanisk element står
ifrån varandra i den elektrokemiska
spänningsserien, desto mer elektrisk energi går
det att utvinna.
Elektrokemiska reaktioner ger ström
Elektrisk energi har hög kvalitet!
Kemisk energi finns bunden i ämnen som kan reagera
kemiskt med varandra.
Energin kan utvinnas antingen via en redoxreaktion som
ger elektrisk ström i ett batteri eller via förbränning som
ger värme.
Elektrisk energi har högre kvalitet än värme eftersom det
kan användas till så mycket, både att driva motorer,
elektronisk utrustning och för att skapa värme. Dessutom
kan elektrisk energi transporteras i ledningar eller lagras
i bärbara batterier.
Värmeenergi däremot är svår att använda till något
annat än just värme. Nackdelen med förbränning är
också att den ger luftföroreningar, som kväveoxider,
oförbrända kolväten och sotpartiklar.
Oxidation / Reduktion
Oxidation - den process då ett ämne avger en
eller flera elektroner.
Ex: Zink oxideras genom att avge två elektroner.
Zn → Zn2+ + 2e- (oxidationstalet stiger)
Reduktion – är motsatsen till oxidation, dvs.
upptag av en eller flera elektroner.
Ex. Syre reduceras genom att ta upp två
elektroner.
O + 2e-  O2- (oxidationstalet sjunker)
Redoxreaktion
I en reaktion där ett ämne oxideras, MÅSTE också ett
ämne reduceras.
Elektronerna som avges vid oxidationen förbrukas
samtidigt vid reduktionen.
Elektroner kan inte förloras eller nybildas. Detta innebär
att alla elektroner som deltar i en reduktionsprocess
(dvs. förbrukas) har frigjorts i en oxidationsprocess.
Fria elektroner är fruktansvärt reaktiva!
Därför sker det alltid oxidation och reduktion så gott som
samtidigt! Man talar om redoxreaktioner.
Oxidations-/reduktionsmedel
Oxidationsmedel – ett ämne som får ett
annat ämne att oxidera.
- Halogenerna är oxidationsmedel!
Reduktionsmedel/elektrondonator – ett
ämne som får ett annat ämne att reducera.
- Metaller är reduktionsmedel!
Den elektrokemiska spänningsserien
I metallernas elektrokemiska spänningsserie har några
av de vanligaste metallerna ordnats efter reducerande
förmåga.
Notera också att väte har smugit sig in bland metallerna.
Vätejonen (H+) kan dra till sig en elektron från de
metallatomer som står till vänster om väte och bildar då
fritt väte, H2.
Dessa metaller sägs därför vara väteutdrivande.
Den galvaniska cellen
I A-kursen användes Daniells element
som modell för en galvanisk cell
I den ena halvcellen är en kopparelektrod
nedsänkt i en kopparsulfatlösning
I den andra står en zinkelektrod i en zinksulfatlösning.
De två lösningarna som har koncentrationen
1 mol/dm3 av kopparsulfat respektive zinksulfat och
skiljs åt med ett poröst glasmembran.
Elementet har följande cellschema:
- Zn(s) │ Zn2+(aq) ║ Cu 2+(aq) │ Cu(s) +
Vid minuspolen: oxidation Vid pluspolen: reduktion
Potentialdifferens
Vid varje elektrod uppstår en potentialdifferens mellan
elektroden och lösningen. Det är halvcellens
elektrodpotential, e.
Zinkstaven får negativ potential i förhållande till
lösningen och kopparstaven positiv potential (se figur 6.6
på s. 103).
Om vi mäter spänningen mellan cellens pluspol och
minuspol med en voltmeter så får vi fram cellens emk,
elektromotoriska kraft. Den betecknas E och anges i volt.
Elektromotorisk kraft, emk
E = epluspol – eminuspol
(Värdet på E blir därmed
alltid positivt).
Cellens emk blir större, ju större skillnad det är mellan de
båda elektrodernas elektrodpotentialer, och ju större värde
på E, desto snabbare snurrar propellern i exemplet med
Daniells element.
För Daniells element är cellens emk E = 1,10 V, se s.
104.
Normalpotentialen (eo)
Nu är det så fiffigt ordnat att man kan hämta något som
kallas normalpotentialen (eo) för ett redoxpar från en
tabell.
Slå upp normalpotenital i tabellsamlingens register eller
s. 107 i boken. "Nollan" upptill anger att halvcellernas
potentialer är uppmätta vid ett "normaltillstånd" som är
25 °C, 1,00 mol/dm3 (lösta ämnen) och 101,3 kPa
(gaser), dvs normalt lufttryck. I tabellen skrivs alla
reaktioner som reduktioner, även om reaktionerna kan
gå åt motsatt håll.
Tabellen anger normalpotentialer, dvs. vilken
polspänning halvcellen har i förhållande till en
normalvätgaselektrod.
Vätgaselektroden används som
standardelektrod. Normalpotential.
Det är tekniskt omöjligt att mäta en enskild elektrodpotential,
men det är inga problem att mäta skillnaden mellan två
elektrodpotentialer.
Man har kommit överens om att använda en speciell
vätgaselektrod, den normala vätgaselektroden, som den ena
halvcellen när man mäter elektrodpotentialen för alla andra
halvceller.
Alla andra redoxpars förmåga att ta upp eller avge elektroner
jämförs med förmågan hos redoxparet H+/H2. För att få så
enkla beräkningar som möjligt har man bestämt att
elektrodpotentialen för den normala vätgaselektroden ska
sättas till exakt 0 volt, alltså eo(H2) = 0 V.
Viktigt! (tabell 6.2)
I de redoxpar som står ovanför väte i tabellen, kan den
reducerade formen avge elektroner till vätejoner (H+)
som då reduceras till vätgas (H2).
I en galvanisk cell med den normala vätgaselektroden
blir redoxparet negativ pol.
När redoxparet står under väte sker det omvända. Då
kan redoxparets oxiderade form dra till sig elektroner
från väteatomerna. Vätgas (H2) oxideras till vätejoner
(H+). Ett redoxpar som står under H+/H2 blir positiv pol i
en galvanisk cell med den normala vätgas-elektroden.
Elenergi från bränsleceller
Bränslecellen används för att direkt omvandla kemisk
energi (ett bränsle och ett oxidationsmedel) till elektrisk
energi.
Bränslet utgörs av t.ex. vätgas, metanol eller etanol och
oxidationsmedlet är vanligtvis luft. Utsläppen till
atmosfären är mycket små.
Om bränslecellen drivs av vätgas och luft består
avgaserna endast av vatten, se figur nästa sida.
Bränsleceller
Se animering
Se film om bränsleceller i bilar
Spontan / icke-spontan reaktion
Normalpotentialerna ger svaret!
Med hjälp av normalpotentialtabellen kan man avgöra i
vilken riktning cellreaktionen går i en galvanisk cell –
man kan se vilken elektrod som blir pluspol respektive
minuspol i cellen.
OBS! gäller bara om cellens jonkonc. och gastryck inte
avviker för mycket från 1mol/dm3 respektive 101,3 kPa.
Elektrolys – icke-spontan reaktion
Lägg märke till att elektrolyscellen är ickespontan, att elektrisk energi omvandlas till
kemisk genom att den tillförda elektriska energin
tvingar fram en redoxreaktion.
Uppkopplingen med elektroder och elektrolyt är
densamma, men det är drivkraften bakom
reaktionen som skiljer.
Ackumulatorer
Ett uppladdningsbart batteri, ackumulator,
fungerar som ett galvaniskt element
medan det används och som elektrolyscell
medan det laddas upp.
Ex: blybatteri i bilar
Sammanfattning - elektrokemi
Länk
Citronbatteriet
I princip är citronbatteriet ett galvaniskt
element innehållande
två halvceller med
gemensam
elektrolytlösning.
LÄNK
Bild: © Svante Åberg