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

1. CH15 - ElektrochemieMgr. Aleš Chupáč, RNDr. YvonaPufferováGymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o. Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA 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“

2. 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

3. 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

4. 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+ aCu2+/Cu oxidace redukce

5. Úloha • V následujících rovnicích urči redoxní páry (dvojice částic, které se liší v oxidačním čísle). • Ca + Cl2CaCl2 • H2 + Br2→ 2 BrCl • 2 K + Cl2→ 2 KCl →

6. 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

7. Úloha V následujících rovnicích urči oxidační a redukční činidlo. • Cr2O3+ 3 CO 2 Cr+ 3 CO2 • 2 H2 + O2→ 2 H2O • 2 Na + Cl2→ 2 NaCl →

8. 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

9. 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

10. 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

11. 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

12. 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

13. 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

14. 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.

15. 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

16. 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)

17. 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

18. Úloha • Jakým směrem proběhnou tyto reakce? Vysvětli proč. Doplň šipky a rovnice vyčísli: Pb + CuSO4Cu + PbSO4 Hg + Fe(NO3)2 Fe + Hg(NO3)2

19. Využití redoxních reakcí v praxi 1. elektrolýza – reakce vyvolaná průchodem stejnosměrného elektrického proudu elektrolytem 2. galvanický článek – zdroj stejnosměrného elektrického napětí

20. Srovnání elektrolýzy a galvanického článku Elektrolýza Galvanický článek chemická reakce elektrický proud systém je zdrojem stejnosměrného napětí katoda je kladná (kladný pól) anoda je záporná (záporný pól) elektrický proud chemická reakce • systém je napojen na zdroj stejnosměrného napětí • katoda je záporná (navazují se kationty) • anoda je kladná (navazují se anionty)

21. 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)

22. 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

23. Schéma elektrolýzy obr. č.1 Schéma elektrolýzy

24. Elektrolýza vodného  CuCl2 • anodická oxidace: Cl- - e-  Cl° 2 Cl°  Cl2° • katodická redukce: Cu2+ + 2 e- Cu° • E°= 0,150V obr. č.2 ElektrolýzaCuCl2

25. 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 Elektrolýzavodného roztoku NaCl

26. 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 Elektrolýzataveniny NaCl

27. 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.

28. 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.

29. Galvanické pokovování - zvýšení odolnosti a zlepšení vzhledu povrchu obr. č.5 Galvanické pokovování

30. Elektrolytické čištění kovů  obr. č.6 Elektrolytické čištění kovů

31. 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

32. 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

33. 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

34. 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

35. 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

36. 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

37. Voltův článek Děje: • anoda(Zn) – oxidace: Zn Zn2+ + 2e- • katoda(Cu) – redukce: 2H+ + 2e- H2 obr. č.12 Voltův článek

38. 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.

39. Daniellův článek Děje probíhající na elektrodách: • anoda(Zn) – oxidace: Zn Zn2+ + 2e- • katoda(Cu) – redukce: Cu2+ + 2e-Cu obr. č.13 Danielův článek

40. 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)22+ • Při reakci se zinková elektroda rozpouští, na uhlíku se vylučuje vodík, který reaguje s MnO2 za vzniku vody. obr. č.14 Suchý článek

41. 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

42. 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++ 2e- K(+) – Pb4+ + 2e- Pb2

43. 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.

44. 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

45. Další typy akumulátorů Ocelniklové (NiFe) Niklkadmiový (NiCd) katoda - Cd(OH)2 anoda - Ni(OH)2 elektrolyt - roztok KOH napětí – 1,4V • katoda - ocel • anoda - oxid-hydroxid niklitýNiO(OH) • elektrolyt - roztok KOH • napětí – 1,45V.

46. Koroze • probíhána 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

47. Koroze • Železo se ve vlhkém prostředí na povrchu pokrývá pórovitou vrstvičkou rzi , která proniká hlouběji do kovu.  obr. č.17 Koroze železa

48. 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)

49. 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/wp-content/uploads/Vodikova-elektroda.png [11] [online]. [cit. 2013-01-19]. Dostupné z www:http://www.by.all.biz/cs/galvanicky-clanek-g98598http://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

50. 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.