Download
elektrohemija n.
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
ELEKTROHEMIJA PowerPoint Presentation
Download Presentation
ELEKTROHEMIJA

ELEKTROHEMIJA

731 Views Download Presentation
Download Presentation

ELEKTROHEMIJA

- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript

  1. ELEKTROHEMIJA Razvoj elektrohemije od 16. do 18. veka Nemački fizičarOtto von Guericke pored svog električnog generatora izvodi eksperiment. .

  2. 16. vek su obeležili događaji koji su predstavljali početke razumevanja električnih pojava. Engleski naučnik William Gilbert je tokom 17 godina tog veka izveo niz eksperimenata vezanih za magnetizam i u manjoj meri za elektricitet. Zbog njegog rada na magnetima, Gilbert je postao poznat kao "Otac magnetizma." Otkrio je različite načine za pravljenje i povećavanje jačine magneta.

  3. 1663. godine nemačkifizičarOtto von Guericke je napravio prvi električni generator, koji je proizvodio statički elektricitet izazivanjem trenja u mašini. Generator je bio napravljen od velike sumporne kugle, izlivene u staklenu loptu pričvršćenu na osovinu. Da bi došlo do trenja između kugle i osovine, kugla se okretala pomoću ručke pri čemu je dolazilo do pojave iskristatičkog elektriciteta. Lopta se mogla ukloniti i koristiti u eksperimentima kao izvor elektriciteta.

  4. Sredinom 18. vijeka francuskihemičarCharles François de Cisternay du Fay otkriva dva tipa statičkog elektriciteta, kao i pojavu da se slična naelektrisanja međusobno odbijaju, dok se različita međusobno privlače.

  5. Galvanijev ogled sa žabljim batacima

  6. Alesandro Volta pokazuje bateriju Napoleonu

  7. 1800. godine engleski hemičari William Nicholson i Johann Wilhelm Ritter uspevaju elektrolizom da razlože vodu na vodonik i kiseonik. Ritter otkriva proces galvanizacije. Primetio je da količina istaloženog M i izdvojenog O2pri elektrolizi zavise od udaljenosti između elektroda. Humphry Davy došao do zaključka da je elektricitet nastao u jednostavnim elektrolitičkim ćelijama rezultat hemijske kombinacije supstanci suprotnih naelektrisanja. Rezultati su doveli do izdvajanjaNa i K iz njihovih jedinjenjai zemno-alkalnih metala 1808. godine.

  8. Michael Faraday 1832. god. formulisao dva zakona elektrolize. 1836. godine John Daniell konstruiše primarnu ćeliju u kojoj je za proizvodnju elektriciteta trošio H2. On je rešio i problem polarizacije. Pokazao da legiranje (amalgam) Zn sa Hg proizvodi bolji napon.

  9. Walter Herman Nernst 1888. godine razvija teoriju elektromotorne sile galvanske ćelije. 1889. godine pokazuje kako se osobine električne struje nastale u članku mogu iskoristiti za računanje promene slobodne energije u hemijskoj reakciji koja se odvija u članku. Izveo je jednačinu poznatu kao Nernstova jednačina, u kojoj je povezao napon ćelije i njene osobine.

  10. 1898. godine Fritz Haber pokazuje da se održavanjem potencijala katode konstantnim tokom elektrolitičkog procesa mogu dobiti tačno određeni proizvodi. Objasnio je sve korake redukcije nitrobenzena na katodi i postavio model za druge, slične redukcijske procese.

  11. Redoks reakcije • U elektrohemijske procese spadaju redoks reakcije, u kojima, zbog spontanosti procesa, dolazi do oslobađanja energije i stvaranja elektriciteta; procesi u kojima električna struja stimuliše hemijsku reakciju. U redoks reakciji dolazi do prenosa elektrona, i promene oksidacijskih stanja, odnosno električnog naelektrisanjaatoma ili iona. • Oksidacija i redukcija • Glavna karakteristika učesnika elektrohemi- jske reakcije je broj njihovih valentnih e-. Oksidaciono stanje nekog jona je broj primljenih elektrona u odnosu na njegovo neutralno stanje (okarakterisano oksidacionim brojem 0).

  12. Ako u toku reakcije neki atom ili ion daje elektron, njegovo oksidaciono stanje se poveća. Ako čestica primi elektron, njeno oksidacijsko stanje se smanjuje. • Ova dva procesa se uvek dešavaju istovremeno, tj. oksidacija neke čestice je uvek propraćena redukcijom neke druge čestice. Takva reakcija naziva se redoks reakcija.

  13. Oksidacija je gubitak elektrona sa atoma ili molekula/jona, a redukcija primanje elektrona. Kada su atomi vezani kovalentnim vezama elektronski par je podeljen između dva atoma. Negativno oksidaciono stanje se tada pripisuje atomu većeg koeficijenta elektronegativnosti. • Atom, molekul ili jon koji gubi elektrone naziva se redukujući agens ili reduktor, a čestica koja prima elektrone oksidirajući agens ili oksidans.

  14. Oksidirajući agens se uvek redukuje, a redukujući se oksiduje. Kiseonik je jedan od oksidanasa, jer se u reakcijama uvek redukuje iz oksidacionog stanja 0 (molekula O2) do negativnih oksidacijskih stanja.

  15. Oksidacija ne mora podrazumevati učešće kiseonika u reakciji. Čak i vatra, kao klasični primer oksidacije kiseonikom može održavati uz neki dr. agens, npr fluor (jači oksidans od kiseonika). O2 se može ponašati kao reduktor samo u reakcijama sa F2, kada se oksiduje do + oksidacionih stanja (npr., u OF2 i O2F2).

  16. Elektrohemijski izvor struje

  17. Elektrohemijska ćelija

  18. Elektrohemijska ćelija je uređaj koji pretvara hemijsku E spontanog redoks procesa u električnu struju.Vrste ćelija su galvanska i voltina ćelija. • Elektrohemijska ćelija ima 2 elektrode (anodu and katodu). Anoda je elektroda na kojoj se vrši oksidacija, a na katodi redukcija. Elektrode se prave od nekog provodljivog materijala: metala, poluprovodnika, grafita, čak i provodnih polimera. Između njih je elektrolit, koji sadrži jone koji se mogu slobodno kretati.

  19. Galvanska ćelija

  20. Baterije

  21. Faradejevi zakoni elektrolize • Prvi zakon elektrolize1832. godine, Majkl Faradej : količina elemenata razdvojena pomoću jednosmerne struje proporcionalna količini električne struje koja prolazi kroz kolo.

  22. Drugi zakon elektrolize : mase razdvojenih elemenata direktno su proporcionalne atomskim masama elemenata kada se primeni odgovarajući celobrojni delilac. To je pružilo dokaz da delići elektriciteta zaista postoje kao delovi atoma elemenata. • Industrijska primena • Proizvodnja Al, Li, Na, K, aspirina. • Proizvodnja H2za automobile. • Elektroliza na visokoj temperaturi se takođe koristi u te svrhe. • Proizvodnja Cl2i NaOH,KCl

  23. Elektrometalurgija je proces redukcije M polazeci od jedinjenja da bi se dobio čist metal. Na primer: NaOH pomoću elektrolize daje Na i H2 (imaju važnu primenu). • Električna rafinacija se koristi da se M očisti od nepoželjnih primesa elektrolizom. Npr. u jedinjenju bakra ima nekih primesa. Pri elektrolizi bakar se formira oko katode, a nečistoće oko anode (uglavnom Ag, Au I sl..)

  24. Elektrolizovana voda je jedna od najčistijnih voda kojase koristi u zdravstvu i stomatologiji (nekada bidestilovana) • Disanje u svemiru- O2 koji astronauti udišu se stvara elektrolizom vode, pomoću sunčeve svetlosti, E.

  25. Naučnici su spremili plan za buduću primenu elektrolize. H2bi mogao da bude gorivobudućnosti (potpuno sagoreva i ne oslobađaju se nikakvi štetni gasovi). Proces elektrolize vode se može koristiti da bi se dobio H2. Sve što je potrebno je malo jeftine struje da bi se otpočeo proces.

  26. Galvanizacija-prevlačenjemetala otpornijim M (zaštita)

  27. METALI KOJI SE LAKO DOBIJAJU (E0>0) • Au, Pt i Pt metali ( laki Ru, Rh,Pd; teški Os, Ir, Pt) (u prirodi uglavnom u elementarnom stanju) • Ag, Cu i Hg kao sulfidi • a)redukcija pomoču sulfidnog jona ( na povišenoj to) • MS (č) + 3/ 5 O2 = MO(č) + SO2 (g) • MS (č)+ 2MO (č) = 3 M (t) + SO2 (g) • b)redukcija svih MO (E0>0) pomoču H2 (za male količine M) • c) istiskivanje metala na osnovu naponskog niza • Cu (ili Hg) + Ag+(rastvor) = Ag (č) + Cu2+

  28. Zn (E0 < 0) najčešće + Mx+ (E0>0) => M + Zn2+ • ukoliko metali nisu dovoljno čisti, vrši se njihovo prečišćavanje elektrolitičkim putem (sirovi M debela anoda (-) , čist metal tanak lim čistog M katoda(+) redukcija • katoda, elektrolit je pogodna so datog M • Na anodi oksidacija, na katodi redukcija (na katodi se taloži čist M), procesi su suprotni, EMS = 0 , utrošak struje mali, potencijal se održava zavisno od primesa tako da njihovi joni ostanu u rastvoru ili se talože u mulju.

  29. METALI KOJI SE TEŠKO DOBIJAJU • Al, Mg, Na i sl. • Metali sa jako negativnim E0, jaka redukciona sredstva, potrebni jaki redukcioni uslovi (rastopi M soli najčešće) na katodi • smetnje 1. H2 bi se redukovao pre njih • 2. skupo • Male količine mogu se dobiti redukcijom elektrolizom rastopa MClx ili redukcijom pomoću Al (aluminotermija, npr. V, Cr, Mn, polazi se od MxOy), Mg (MClx , npr. Ti, Zr), Na (U)

  30. METALI ZA ČIJE DOBIJANJE NISU POTREBNI EKSTREMNI REDUKCIONI USLOVI (ostali) • 1. redukcija pomoću C ili CO polazeći od MS ili MO (Fe, Co, Ni, Zn, Cd) - ograničenje M koji grade karbide (W, Mo) • 2. redukcija pomoću H2 (za manje količine veoma čistog metala) • 3. elektroliza iz H2O rastvora pažljiv izbor katode da se izbegne izdvajanje H2 (npr. ZnSO4- elektroliza, katoda je Al, anoda Pb ploča, Zn se izdvaja na katodi i skida povremeno sloj, na anodi O2)

  31. NAPONSKI (VOLTIN NIZ) • Standardni redoks potencijal • (na sobnoj t=25oC i normalnom p) • Dogovorno je Eo(H+/H2) = 0.00 V • Elementi su svrstani u naponski niz u odnosu na vodonik. Na početku niza su snažna redukciona sredstva, alkalni, zemnoalkalni metali, u sredini je H2, pa slede plemenitiji metali Cu, Hg, Ag, Au

  32. Vrsta Redukciona polu–reakcija E0,V • F2/F− F2(g) + 2e−→2F−(aq) +2, 87 • Cl2/Cl−Cl2(g) + 2e−→2Cl−(aq) +1, 36 • Br2/Br− Br2(g) + 2e−→2Br−(aq) +1, 09 • Ag+/Ag Ag+(aq) + e−→Ag(s) +0, 80 • Cu2+/Cu Cu2+(aq) + 2e−→Cu(s) +0, 34 • H+/H22H+(aq) + 2e−→H2(g) 0, 00 • Pb2+/Pb Pb2+(aq) + 2e−→Pb(s) −0, 13 • Fe2+/Fe Fe2+(aq) + 2e−→Fe(s) −0, 44 • Zn2+/Zn Zn2+(aq) + 2e−→Zn(s) −0, 76 • Al3+/Al Al3+(aq) + 3e−→Al(s) −1, 66 • Mg2+/Mg Mg2+(aq) + 2e−→Mg(s) −2, 36 • Na+/Na Na+(aq) + e−→Na(s) −2, 71 • K+/K K+(aq) + e−→K(s) −2, 93 • Li+/Li Li+(aq) + e−→Li(s) −3, 05

  33. PSE i redoks potencijali

  34. 1 farad (F) - količina elektriciteta potrebna za izdvajanje 1 mola M+ (96500C) Q = Ixt (količina naelektrisanja = jačina struje x vreme) Iz naponskog niza slede dva zaključka: • Element može istisnuti iz rastvora soli svaki element koji je posle njega u naponskom nizu (ima veći Eo) • Element može istisnuti iz kiseline H2 ako ima niži Eo od H2(jače je redukciono sredstvo)

  35. Danijelov element

  36. F2je najjače oksidaciono, a Li najjače redukciono sredstvo.

  37. Pb akumulator

  38. Ni/Cd baterije

  39. Korozija – neželjena oksidacija metala

  40. Elektroliza rastopa MgCl2

  41. posrebrivanje

  42. pozlata

  43. Na osnovu položaja elemenata u naponskom nizu predvideti i dovršiti elektrohemijske reakcije koje su moguće (vrše se spontano): • Zn + CuSO4  • Ag + Pb2+ • Mg + HCl  • Cu + HNO3(razbl.)