Elektrochemie – Web o chemii, elektronice a programování

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.

Obsah

Základní pojmy

Elektrolyt — látka, která je schopná se štěpit na ionty, v roztoku nebo tavenině, 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.
- Anoda — elektroda, na které probíhá oxidace
- Katoda — elektroda, na které probíhá redukce
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.

Elektrolyty

Jako elektrolyty označujeme roztoky nebo taveniny, které vedou elektrický proud. Nejčastěji vznikají rozpouštěním iontových látek v polárních rozpouštědlech (nejčastěji ve vodě).

Pravé elektrolyty jsou iontové i v pevném stavu, např. NaCl.

Krystalová struktura NaCl. Zdroj: Roland.chem/Commons

Potencionální elektrolyty obsahují kovalentní vazby, ionty vznikají až při rozpouštění v polárních rozpouštědlech. Jde např. o HCl nebo H₂SO₄.

Podle stupně disociace rozlišujeme slabé a silné elektrolyty. Silné elektrolyty, např. NaCl, disociují zcela, naproti tomu slabé elektrolyty, např. HClO jsou disociované pouze z části.

NaCl → Na⁺ + Cl^–
HClO ⇄ H⁺ + ClO^–

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 kyslík, tento proces se může stát základem vodíkového hospodářství:

2 H₂O → 2 H₂ + O₂

Kvantitativní stránka 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.

$$\textrm{A}\ =\ \frac{\textrm{M}}{\textrm{F.z}}$$

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

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

Příklad výpočtu

Kolik hořčíku získáme elektrolýzou taveniny MgCl₂? Elektrolýzu provádíme proudem 1,7 A po dobu 2,5 hodiny.

Při elektrolýze dochází k redukci hořečnatých iontů podle rovnice:
Mg²⁺ + 2 e^– → Mg

Z rovnice vyplývá, že k redukci jsou potřeba dva elektrony, proto elektrochemický ekvivalent vypočítáme:

$$\textrm{A}\ =\ \frac{\textrm{M}}{\textrm{F.z}}\ =\ \frac{24,3}{96485 . 2}\ =\ 0,00013\ \textrm{g.C}^{-1}$$

Hmotnost vyloučeného hořčíku spočítáme z rovnice (2,5 hodiny musíme převést na 9000 s):

$$\textrm{m}\ =\ \textrm{A.I.t}\ =\ 0,00013\ .\ 1,7\ .\ 9000\ =\ 1,99\ \textrm{g Mg}$$

Další příklady na téma elektrolýza jsou zde.

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.

$$\textrm{E}\ =\ \textrm{E}^0\ -\ \frac{\textrm{R.T}}{\textrm{z.F}}\ln\ \textrm{c}$$

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

$$\textrm{E}\ =\ \textrm{E}^0\ -\ \frac{\textrm{R.T}}{\textrm{z.F}}\ln\ \frac{\textrm{a}_{\textrm{red}}}{\textrm{a}_{\textrm{ox}}}$$

a_red – aktivita redukované formy
a_ox – aktivita oxidované formy

Standardní vodíková elektroda

Standardní vodíková elektroda (SVE) – platinový drátek pokrytý platinovou černí(1), sycený plynným vodíkem(2) pod tlakem 101 325 Pa za teploty 273,15 K, ponořený do roztoku o jednotkové aktivitě H⁺(3). Je to univerzální referenční elektroda pro protické rozpouštědla. Standardní elektrodový poteciál (H⁺/H₂) je nulový za všech teplot.[2]

Jak vyrobit vodíkovou elektrodu v laboratoři

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⁺/H₂	0,000	Ce⁴⁺/Ce³⁺	+1,61

Beketovova řada kovů obsahuje kovy seřazené podle standardních elektrodových potenciálů.

Prezentace ve formátu PDF.

Literatura

Další kapitoly

3 Replies to “Elektrochemie”