elektrokémia

1. elektrokémia Készítette: Varga István VEGYÉSZETI-ÉLELMISZERIPARI KÖZÉPISKOLA CSÓKA

2. Az elektrokémia a fizikai kémia egyik ága, amely az elektrolitokban fellépő áramvezetés sajátságait, az elektromos áram hatására lejátszódó, illetve az elektromos áramot termelő kémiai folyamatokat vizsgálja. • Az elektromos áramot az anyagok többféleképpen vezethetik: • az elektronvezetőkben (elsőfajú vezetők) és az • elektrolitokban (ionvezetők, másodfajú vezetők).

3. elektrolitok oldatok olvadékok • Az elektrolitokszabad pozitív és negatív töltésű atomokat, illetve atomcsoportokat (ionokat) tartalmaznak, amelyek az elektromos erőtérben elmozdulva vezetik az elektromosságot.

4. Az elektronáram belépési helye az elektrolitba a katód (negatív elektród), kilépési helye az anód (pozitív elektród). • Az elektródokon kémiai változás megy végbe, vagyis az ionok elvesztik elektromos töltésüket és kiválnak: • A katódon redukció, míg az • anódon oxidációmegy végbe. • Ezt a folyamatot elektrolízisnek nevezzük.

5. Azt a berendezést, amelyben elektromos energiát alakítanak át kémiai energiává, elektrolizáló cellának nevezik. • A cellában külső áramforrás hatására végbemenő folyamatok összessége az elektrolízis.

6. Az anyagok vezetőképessége • Az anyagok vezetőképességén (konduktivitásán) (G) elektromos ellenállásuk (R) reciprok értékét értjük: • Fajlagos vezetésen az adott vezető fajlagos ellenállásának reciprok értékét értjük. • A fajlagos vezetést -(kappával) jelöljük. A fajlagos vezetés SI mértékegysége a siemens per méter (S⋅m−1).

7. Az elektrolitok fajlagos vezetése • Fajlagos vezetésen 1cm3 elektrolit vezetőképességét értjük, két 1cm2 felületű és egymástól 1cm távolságra levő elektród között mérve. • A gyakorlatban az elektrolit oldatok elektromos vezetését siemens per centiméterben (S⋅cm−1), vagy mikrosiemens per centiméterben (μS⋅cm−1) fejezik ki.

9. Az elektrolitok vezetőképessége töményebb oldatokban egy maximumon áthaladva csökken, mert a disszociáció visszaszorulása folytán csökken az ionok száma, illetve kölcsönhatásaik (taszítás, vonzás) révén lassúbbá válik a mozgásuk.

10. Az ionok vándorlási sebessége (mozgékonysága) • Minden ion meghatározott sebességgel vándorol a vele ellentétesen töltött elektród felé. • Az ionokat mozgató erő (P) egyenesen arányos az ion töltésével (Q) és a térerősséggel (ε). • Az ion töltése az elemi töltés (e0) és az ion értékűségének (z), szorzatával fejezhető ki:

11. Az elektromos térerősség az alkalmazott feszültség (U) és az elektródok közötti távolság (l) hányadosával egyenlő. • Ha az ionok elektromos térben végbemenő mozgásának sebességét a térerősség egységére (1 V/cm) vonatkoztatjuk, akkor a vándorlási sebesség (u) a következő képlet szerint számítható ki:

12. η – az oldat dinamikai viszkozitása, r– az ion sugara.

13. Az elektrolitok vizes oldatában nem a csupasz ionok, hanem a hidrátburokkal körülvett ionok (hidratált ionok) mozdulnak el. • A hidrónium- és a hidroxidion mozgékonysága a többi ionhoz viszonyítva lényegesen nagyobb.

14. A moláris fajlagos vezetés • A koncentráció hatásának figyelembevételére vezették be a moláris fajlagos vezetés fogalmát.Jele:-(lamda). A moláris fajlagos vezetés az 1cm3-re vonatkozó fajlagos vezetésnek és az 1 mól elektrolitot tartalmazó oldat térfogatának (vagyis V hígításnak) a szorzata. Képletbe foglalva: A V hígítás a koncentráció reciprok értéke: V=1/c

15. Mivel a hígítás V=1/c, a következő alakra módosul: A moláris fajlagos vezetésfügg a hőmérséklettől és az oldat koncentrációjától.

16. A moláris fajlagos vezetés növekszika hőmérséklet és a hígítás növekedésével. • Erős elektrolitoknál, pl. NaCl vagy HI, Λa koncentrációtól független állandó. Az ionok koncentrációja (és így vezetése is) megegyezik az oldat kezdeti koncentrációjával. Ilyenkor: Végtelen hígítás esetén maximális értéket érünk el, ezt határ-vezetésnek nevezzük és -nel, vagy -val jelöljük.

17. A Kohlrausch-szabály • Erős elektrolitok oldataiban a moláris fajlagos vezetéslineárisan változik a koncentráció négyzetgyökével. A határ-vezetés értéke savakban a legnagyobb (kb. 400 körüli), bázisokban kisebb (kb. 250), sók oldatában a legkisebb (90 150 -ig).

18. A végtelen hígításhoz tartozó Λértékének ismeretében meg lehet határozni az elektrolitos disszociáció fokát.

19. Konduktometria

20. Az analitikai kémiában a konduktometriás módszerrel elektrolitoldatok elektromos vezetőképességét mérik. • A mérésre használt műszert konduktométernek nevezzük. • A vezetőképesség kémiai reakciók hatására bekövetkező változásaiból analitikai információkat kapunk. Megkülönböztetünk: • direkt konduktometriát és • konduktometriás titrálást.

21. A direkt konduktometriaközvetlen koncentrációmérésre szolgál. Az elektrolitoldat vezetőképességéből következtetünk annak koncentrációjára. • Konduktometriás titrálással elektrolitoldatok vezetőképességének változását vizsgálják a titrálás során, vagyis a mérőoldat hozzáadásának függvényében.

22. Sav – bázis titrálások • Erős sav titrálása erős bázissal: Na+ + OH + H+ + Cl→ Na+ + Cl+ H2O Titráláskor a mérőoldatot egyenlő adagokban (pl. 0,1 cm3-ként) juttatjuk a vizsgálandó oldatba, megvárjuk az egyensúly beállását és leolvassuk a konduktométer kijelzőjén a vezetőképesség értékét.

23. Erős sav titrálása gyenge bázissal: H++ Cl+ NH4OH → NH4+ + Cl + H2O A titrálás során az oldat vezetőképessége csökken, mert a hidrogénionok koncentrációja fokozatosan csökken. Az egyenértékpontban már nincs több hidrogénion, de helyettük a mérőoldattal rosszul disszociáló ammónium-hidroxid jut az oldatba, amely nem vesz részt a vezetésben, így az oldat vezetőképessége egy állandó értéken marad.

24. Csapadékképződéssel járó titrálások: Na+ + Cl + Ag+ + NO3 → AgCl(s) + Na+ + NO3 Az ezüst-nitrát hozzáadásakor nem disszociáló AgCl-csapadék keletkezik. A Clionok helyébe NO3ionok kerülnek, amelyek mozgékonysága hasonló, tehát az oldat vezetőképessége változatlan marad. Amint túlhaladjuk a végpontot, AgNO3 felesleg kerül az oldatba és az ionkoncentráció növekedése folytán a vezetőképesség emelkedik.

25. Az energia átalakítása az elektrokémiai rendszerekben

26. Az elektródpotenciál fogalma Amikor egy fémet saját ionjait tartalmazó elektrolitba merítünk, a következők történhetnek:  a fémoldódhat, vagy  kiválik az oldatból és lerakódik. Hogy melyik folyamat fog lejátszódni, az attól függ, hogy mekkora energiával rendelkeznek az ionok a fémben és az elektrolit oldatban. A galvánelemek elmélete

27. Kiválás Cu lemez Zn lemez CuSO4 oldat ZnSO4 oldat Oldódás

28. Cu lemez Elektromos kettős réteg Cu2+ Cu2+ CuSO4 oldat A Cu2+ionok közepes helyzeti energiája az oldatban nagyobb aCu2+ionokétól a rézlemezben, ezértaz oldatból Cu2+ionok válnak ki a rézlemezre.

29. Zn lemez Elektromos kettős réteg Zn2+ Zn2+ ZnSO4 oldat A Zn2+ ionok közepes helyzeti energiája a fémben nagyobb mint az oldatban, ezért a fém felületéről Zn2+ ionok vándorolnak az oldatba. A Zn lemez oldódik.

30. Amikor a fémionok közepes helyzeti energiája a fémben és az oldatban kiegyenlítődik, beáll a dinamikus egyensúly, mert: Az ionok oldatba jutásának sebessége (oksidáció) Az ionok kiválásának sebessége (redukció) Ilyenkor felírhatjuk, hogy: M Mz++ ze-

31. Az elektromos kettős rétegben feszültség különbség van a fém és a fémmel közvetlenül érintkező elektrolitréteg között. Ha a feszültségkülönbség nagy, akkor nagy a fém tendenciója is, hogy a másik fázisba jusson. Ezt a feszültség különbséget, amely kialakul a fém felülete és az elektrolit oldat között, elektródpotenciálnaknevezzük. Az elektródpotenciál értékét közvetlenül nem lehet lemérni, de ha a fémet (elektród) összekapcsoljuk egy standard elektróddal (standard hidrogén elektród), amelynek megegyezés szerint az elektródpotenciálja nulla, akkor a mért feszültség különbség, az adott elektród elektródpotenciáljával lesz egyenlő.

32. a) b) • A hidrogénelektród a negatív pólus • A hidrogénelektród a pozitív pólus.

33. A Zn elektód elektródpotenciálja: -0,763 V.

34. Ha összekötünk két elektródot, például Zn és Cu lemezeket úgy, hogy mindegyik a saját ionjait tartalmazó elektrolit oldatba merül, és az elektrolitokat sóhíddal összekötjük galvánelemet kapunk. A Daniel elem

35. A- amperméter, V-voltméter, a- sóhíd (U-cső agar-agar és telített KCl vagy K2SO4 keveréke.

36. Danijelov element

37. Amikor az elektródokat fémhuzallal összekötjük, megindul az elektron- áram aZn elektródról a Cu elektród felé. Ezáltal a dinamikus egyensúly eltolódik és a következő reakciók játszódnak le: Az elem pozitív pólusáta nagyobb standardpotenciálú fém képezi. Ebben az esetben ez a Cu, mert a potencijálja +0,337 V.

38. Az elektrokémiai cellát a következőképpen jelöljük: A negatív pólust mindig balról, míg a pozitívat jobbról írjuk. Az egyszeres függőleges vonal a fázishatárt jelöli az elektród-elektrolit között, a kettős függőleges vonal pedig a sóhidat, amely lehetővé teszi az áramkör záródását.

39. A galvánelem elektromotoros ereje () az elemet alkotó fémek elektródpotenciáljinak különbségével egyenlő (Ep- pozitív, En- negatív elektród):  = Ep – En  = 0,337V – (–0,7628V) = 1,0998V A galvánelem működésekor mindig: - a negatív elektródon oxidáció, - a pozitív elektródon redukció megy végbe.

40. Nernst egyenlete Német kémikus és fizikus. A fizikai kémia megalapítója. 1906-ban a termodinamika harmadik főtételét ő fogalmazta meg. A kvantum elmélet alapján tanulmányozta az anyagok fajhőjét nagyon alacsony hőmérsékleten. Munkásságáért 1921-ben Nobel díjat kapott.

41. Mindegyikelektródra jellemző azelektródpotenciál ésaz elektródreakció, amely lejátszódik a határfelületen: Mz+ + ze-  M ANernstegyenlet segítségével kiszámítható az elektródpotenciál értéke.

42. Az elektródelektródpotenciálja, Az elektród standard- vagy normálpotenciálja, aoksésaredaz ionok aktivitásai.

43. A természetes logaritmust tízes alapú logaritmussá alakítva és az állandók behelyettesítésével standard körülmények között az alábbi egyenlethez jutunk: A saját ionjait tartalmazó elektrolitba merülő fém-elektród esetében, a Nernst egyenlet a következő alakban írható fel:

44. Híg elektrolit oldatok esetében az aktivitás (a) helyett a moláris koncentrációt (c), is alkalmazhatjuk. Ebben az esetben a Nernst egyenlet: Az egyenet alapján látható, hogy két egyforma elektród is alkothat galvánelemet, ha különböző koncentrációjú elektrolitba merülnek. Az ilyen elemeket koncentrációs galvánelemeknek nevezzük.

45. Ha az elemeket növekvő standardpotenciál értékük alapján felsorakoztatjuk, az elektrokémiai sorozatot kapjuk (Vola-féle sorozat). A standard hidrogénelektród potenciálja, megegyezés alapján, nulla . Az elemek elektrokémiai sorozata

46. Standard elektródpotenciálok 25 oC-on

47. Azok a fémek, amelyeknek negatív potenciálja van, könnyen oxidálhatók (jó redukálószerek). Másrészt a fém nemesebb, ha a potenciál-értéke pozitívabb.

48. Mindegyik fém kiszorítja azt a fémiont, amelynek a potenciálja pozitívabb mint az övé. A negatív potenciálú fémek képesek redukálni a hidrogénionokat. Ezek a fémek savakkal reagálva elemi hidrogént szabadítanak föl. A hidrogéntől pozitívabb fémek is reagálnak a savakkal, de nem keletkezik elemi hidrogén. Az ilyen fémek csak az erős oxidáló hatású savakkal képesek reagálni (pl. H2SO4, HNO3, stb.).

49. A feszültségi sorban a redukálóképesség csökken, az oxidáló képesség pedig növekszik, ahogyan növekszik a standard elektródpotenciál értéke.

50. ELEKTRóDok