Elektrochemie

Elektrochemie je obor chemie, který zkoumá procesy probíhající na rozhraní elektrod (kovových nebo polokovových, příp. grafitových) a elektrolytu. Základy elektrochemie byly položeny v období 16.-18. století, kdy začali vědci experimentovat s elektřinou a magnetismem.

Základní pojmy

  • Elektrolyt — látka, která je schopná se štěpit na ionty, v roztoku nebo taveníně, např. NaCl, CuSO4.
  • Elektrolýza — technika využívající stejnosměrný proud jako zdroj energie pro chemickou reakci.
  • Elektroda — elektrický vodič, který je v kontaktu s nekovovou částí obvodu, tj. vakuem, polovodičem, elektrolytem nebo vzduchem.
  • Elektroda 1. druhu — kov, ponořený do roztoku své vlastní soli, např. stříbrný drát ponořený do roztoku stříbrné soli.
  • Elektroda 2. druhu — kov, pokrytý jeho nerozpustnou solí a ponořený do roztoku, který obsahuje stejný anion jako nerozpustná sůl, např. argentochloridová elektroda. Ta je tvořena stříbrným drátem, potaženým chloridem stříbrným (AgCl) a ponořeným do roztoku KCl.

Elektrolýza

Elektrolýza je proces, využívající stejnosměrný elektrický proud jako zdroj energie pro chemické reakce. Jde o velmi důležitý proces využívaný v mnoha průmyslových odvětvích. Elektrolýza probíhá v roztocích nebo taveninách, klasickým příkladem je elektrolytický rozklad vody na vodík a dusík:

2 H2O → 2 H2 + O2

Kvantita elektrolytických procesů je popsána pomocí Faradayových zákonů, které publikoval Michael Faraday roku 1834.[1]

1. Faradayův zákon

Hmotnost vyloučené látky je úměrná proudu (I), který prochází elektrolytem a času (t), po který elektrolýza probíhala. Neboli je hmotnost vyloučené látky úměrná elektrickému náboji (Q), který prošel elektrolytem.

m = A.I.t = A.Q

A je chemický ekvivalent, který je definován 2. Faradayovým zákonem.

2. Faradayův zákon

Látková množství vyloučená jednotkovým nábojem jsou pro všechny látky ekvivalentní.

Elektrochemický ekvivalent

M je molární hmotnost vyloučené látky, z je počet vyměňovaných elektronů a F je Faradayova konstanta, což je náboj jednoho molu elektronů.

F = e.NA = 1,602176565.10-19×6,02214129.1023 = 96 485,33 C.mol-1

Elektrodový potenciál

Elektrodový potenciál (E) – potenciál elektrody vůči standardní vodíkové elektrodě, jednotkou je volt [V]. Počítá se pomocí Nernst-Petersonovy rovnice.

Standardní elektrodový potenciál (E0) – elektrodový potenciál za standardních podmínek.

Nernst-Petersonova rovnice

R – molární plynová konstanta (8,314 J.K-1.mol-1)
T – teplota [K]
c – molární koncentrace iontu

Nernst-Petersonova rovnice

ared – aktivita redukované formy
aox – aktivita oxidované formy

Standardní vodíková elektroda (SVE) – platinový drátek pokrytý platinovou černí, sycený plynným vodíkem pod tlakem 101 325 Pa za teploty 273,15 K, ponořený do roztoku o jednotkové aktivitě H+.

Standardní elektrodové potenciály
Elektroda E0 [V] Elektroda E0 [V]
Li/Li+ −3,045 Cu/Cu2+ 0,337
Cs/Cs+ −2,923 Cu/Cu+ 0,521
Mg/Mg2+ −2,363 Ag/Ag+ 0,799
Zn/Zn2+ −0,762 Pt/Pt2+ 1,200
Fe/Fe2+ −0,440 Au/Au3+ 1,498
Ni/Ni2+ −0,250 Mn3+/Mn2+ 1,51
H/H+ −0,000 Ce4+/Ce3+ 1,61

Prezentace ve formátu PDF, včetně řešených příkladů.

Literatura

  1. Faraday’s electrochemical laws and the determination of equivalent weights

Další kapitoly

Leave a Reply