Elektrochemie přeměny elektrické a chemické energie

1. Elektrochemie přeměny elektrické a chemické energie dva typy elektrochemických článků: galvanické články: samovolné chemické reakce, získání elektrické energie elektrolytické články: dodávána elektrická energie, probíhají nesamovolné chemické reakce

2. v elektrochemii - oxidačně redukční reakce (redox reakce) reakce, při nichž jsou přenášeny elektrony přenos elektronu z redukčního činidla (poskytuje elektrony, samo se oxiduje) na oxidační činidlo (přijímá elektrony, samo se redukuje) celkovou redox reakce lze rozdělit na dvě poloreakce: oxidaci a redukci: Zn(s) + 2 H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g) oxidace: Zn Zn2+ + 2 e- redukce: 2 H+ + 2 e- H2

3. má-li elektrochemický článek konat práci (poskytovat elektrickou enenergii) musí být poloreakce od sebe místně odděleny elektrochemický článek je tedy tvořen dvěma poločlánky poločlánky spojeny elektrickým vodičem 1. druhu mezi poločlánky naměříme napětí – - elektromotorická síla článku mezi poločlánky – solný můstek (U trubice naplněná elektrolytem a uzavřená porézním materiálem, kterým ionty elektrolytu mohou procházet) solný můstek udržuje celkový náboj v obou poločláncích na nule, kompenzuje náboj přenesený elektrony vnějším vodičem mezi poločlánky)

4. článek - ze dvou poločlánků elektromotorická síla článku

5. EMS (EMF - electromotive force) závisí na typu poločlánků závisí na koncentraci elektrolytu v poločláncích

6. jednotná srovnávací elektroda standardní vodíková elektroda

7. článek tvořený ze: standardní vodíkové elektrody jako jedním poločlánkem a poločlánkem s elektrolytem o koncentraci 1mol/l a elektrodou buď z kovu, jehož ionty jsou v elektrolytu (Cu, Zn) nebo z ušlechtilého kovu (Pt, Pd) elektromotorická síla takového článku: standardní elektrodový potenciál,

8. vodík. elektroda - katoda vodík. elektroda - anoda

9. poloreakce - dohoda, že zápis bude vždy ve formě oxidovaná forma + elektrony —> redukovaná forma příklady:

10. Hodnoty standardních elektrodových potenciálů rovny hodnotám ´potenciálu´ poločlánků (protože hodnota druhého poločlánku, standard. vodík. elektrody, byla stanovena jako nulová) standardní elektrodové potenciály pro všechny možné redox poloreakce uspořádáme do tabulky – viz další dva snímky články, kde poloreakce má záporný standardní redox potenciál, se ve spojení se standard. vodíkovou elektrodou chovají jako anoda, články, kde poloreakce má kladný standardní elektrodový potenciál, se ve spojení se standardní vodíkovou elektrodou chovají jako katoda při spojení dvou libovolných poločlánků – poločlánek s nižším standardním redox potenciálem = anoda

13. standardní redox potenciály stanoveny pro poločlánky, kde koncentrace elektrolytu je 1 mol/l potřebujeme redox potenciály pro jiné koncentrace lze odvodit: z toho pak vyplývá Nernstova rovnice pro potenciál článku: kde E0je rozdíl standardních potenciálů obou poločlánků

14. odvození vztahu mezi změnou Gibbsovy energie a potenciálem článku: práce vykonaná při přenesení náboje = potenciálový rozdíl E krát náboj q -w = E. q maximální práce – při maximálním potenciálu Emax, tedy neteče-li proud -w = Emax q (reálně ale za takových podmínek nelze práci konat, protože vždy musí téci proud, tedy maxim. práci nelze získat víme ale, že maximální práce ze systému získatelná = DG wmax = DG = - Emax q přepíšeme (s vědomím, že pod E rozumíme Emax ) wmax = DG = - Eq = -E zF (q = z F, F = náboj jednoho molu elektronů z = počet elektronů vyměněných při redox reakci) pro standardní podmínky: DG0 = - E0 zF

15. př.1: Nernstova rovnice pro poločlánek – výpočet potenciálu poločlánku při jiné než jednotkové koncentraci:

16. př.2: Vypočtěte elektrodový potenciál reakce podle rovnice jestliže

17. Potenciometrie – potenciometrické měření pH potenciometrie: elektrochemická analytická metoda, která slouží k určováníkoncetrací určitých složek (komponent) v roztoku elektrody pro potenciometrické měření: měrná: citlivá na koncentraci stanovované komponenty referentní: elektroda, která má stabilní potenciál, snadno se realizuje, není drahá (jako referentní se tedy nepoužívá standard. vodík. elektroda) referentní elektrody – argentchloridová, kalomelová

18. měrné elektrody např. skleněná elektroda na stanovování H+ iontů fluoridová na stanovení fluoridových iontů dusičnanová na stanovení dusičnanových iontů,... elektrody citlivé na určité ionty – iontově selektivní elektrody elektrody Pt, Pd, uhlíková – pro systémy, kde v roztoku je oxidovaná i redukovaná forma (redox titrace)

19. používanéreferentní elektrody argentchloridová kalomelová

20. skleněná elektroda pro měření pH dnes v praxi obvykle tzv. kombinovaná elektroda (v jednom obalu měrná i referentní elektroda)

21. funkce membrány skleněné elektrody:

22. rovnice pro potenciál skleněné elektrody: v rovnici pro potenciál elektrody není standardní elektrodový potenciál, ale jakási konstanta - u každé elektrody jiná hodnota navíc s časem proměnná konstantu stanovíme kalibrací pH metru na 2 pufry o známém pH

23. 7,0 E (mV) pH a 4,0 pufr 1 pufr 2 4,0 7,0 - log c (H+)

24. potenciometrická titrace: potenciometrické titrační křivky = závislost pH na množství přidaného činidla (viz kapitola o slabých kyselinách a zásadách) pH v bodě ekvivalence: dáno hodnotou pH roztoku vytvořené soli (u solí slabých kyselin a slabých zásad nutno počítat s hydrolýzou soli, u solí silných kyselin a silných zásad pH = 7 )

25. konduktometrie měření elektrické vodivosti roztoků odpor kovového vodiče – závisí na délce a průřezu: (vodivost je převrácená hodnota odporu) r = specifický odpor pro vodivost elektrolytu ve vodivostní nádobce, kde plocha elektrod je q a vzdálenost mezi nimi l, platí: = specifická vodivost elektrolytu k (jednotky S m-1) C – odporová konstanta nádobky, závisí na tvaru a rozměrech nádoby a elektrod, ne na elektrolytu

26. vodivost roztoku k - přispívají všechny ionty v roztoku vodivost elektrolytu Lpřispívají ionty dané sloučeniny daného eletrolytu tzv.iontové pohyblivostikationtů a aniontů

27. vodivost slabých elektrolytů závisí na koncentraci file:///C:/Documents%20and%20Settings/petrma/Local%20Settings/Temporary%20Internet%20Files/Content.IE5/2UISK3GR/notes_ch24b%5B1%5D.ppt#257,2,Conductance in Solution (staženo: květen2011)

28. u slabých kyselin a zásad - disociace úplná disociace - při “nekonečném” zředění

29. file:///C:/Documents%20and%20Settings/petrma/Local%20Settings/Temporary%20Internet%20Files/Content.IE5/2UISK3GR/notes_ch24b%5B1%5D.ppt#257,2,Conductancein Solution (staženo: květen2011)

31. Konduktometrická titrace • tvar titračních křivek při titraci. • HCl + NaOH • NaOH + HCl • CH3COOH + NaOH • KCl + AgNO3 Využití konduktometrie: kontrola čistoty vody v provozech, v laboratořích