Transcript Elektrochemie - podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na

Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA
CH15 - Elektrochemie
Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona Pufferová
Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o.
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.
Redoxní reakce
• Dochází k přenosu (výměně) elektronů.
• Dochází ke změně oxidačního čísla
Cr0 + O02 → CrIII2O-II3
Cr: z 0 na +III, chrom ztrácí 3 elektrony
O: 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:
redukce:
Zn0 – 2 eCu2+ + 2 e-
Zn2+
Cu0
oxidace
Cu + Zn → Cu + Zn
redukce
• 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
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 + H20
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 BrCl2 + 2 e-  2 Cl-
E°= 1,065V
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
Hg + Fe(NO3)2
Cu + PbSO4
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 článek
chemická 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°
katodická redukce:
2 Cl°  Cl2°
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
obr. č.3 Elektrolýza vodného roztoku NaCl
• 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)
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=ERPXPTOV
NvM (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
obr. č.7 Poločlánek – neušlechtilý kov
obr. č.8 Poločlánek – ušlechtilý kov
• Článek – vzniká po vodivém propojení 2 poločlánků 
potenciální rozdíl lze měřit voltmetrem.
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.
obr. č.9 Danielův článek
Potenciál kovu - hodnota
potencionálního rozdílu mezi
elektrodami článku sestaveného
z poločlánku libovolného kovu a
poločlánku srovnávacího.
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
obr. č.11 Galvanické články
• nejsou jen zdrojem energie, ale mohou energii uchovávat (akumulovat)
 AKUMULÁTORY; lze je opakovaně nabít
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:
obr. č.14 Suchý článek
• Zn + 2NH4+ + 2MnO2  Mn2O3.H2O + Zn(NH3)22+
• Při reakci se zinková elektroda rozpouští, na uhlíku se vylučuje
vodík, který reaguje s MnO2 za vzniku vody.
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 – 2,0V
Děje probíhající na elektrodách při vybíjení:
A (-) – Pb  Pb2++ 2eK (+) – 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+ + 2SO42-  2PbSO4 + 2H2O.
• Jednotlivé články olověných akumulátorů se spojují za sebou do
akumulátorových baterií 6V, 12V, 24V.
Olověný akumulátor
Použití:
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 - oxidhydroxid 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 zdroje
Obrázky
obrázky 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/wpcontent/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/wpcontent/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 80-8628556-1
•
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.