I. Az elektrokémia áttekintése. II. Elektrolitok termodinamikája. A. Elektrolitok jellemzése. A. Elektrolitok jellemzése

Átírás

1 HOMOGÉN EGYENSÚLYI ELEKTROKÉMIA: ELEKTROLITOK TERMODINAMIKÁJA I. Az elektrokémia áttekintése. B. Ionok termodinamikai képződési függvényei C. Ionok aktivitása oldatokban, Debye Hückelelmélet. 2 I. Az elektrokémia áttekintése. Homogén Heterogén Egyensúlyi elektrokémia (árammentes rendszerek) Elektrolitoldatok termodinamikája: elektrolitos disszociáció ionok termodinamikája és aktivitása Galvánelemek/galváncellák és elektródok termodinamikája: elektrokémiai cellák cella- és elektródpotenciál elektródok típusai Dinamikus elektrokémia (áramjárta rendszerek) Elektrolitok vezetése: elektrolitos vezetés ionmozgékonyság Kohlrausch-törvények Elektródfolyamatok kinetikája: csereáramok túlfeszültség Tafel-egyenlet Butler-Volmer-egyenlet elektrolízis akkumulátorok 3 B. Ionok termodinamikai képződési függvényei C. Ionok aktivitása oldatokban, Debye Hückel-elmélet. 4 Az oldatok csoportjába tartoznak: homogén, többkomponensű rendszerek Az ionos vegyületek poláris oldószerben való oldáskor anion(ok)ra és kation(ok)ra disszociálnak (Arrhenius, Nobel-díj, 1903) Nagyrészt ugyanolyan sajátságokat mutatnak, mint a többi (híg) oldat: kolligatív sajátságok (fagyáspontcsökkenés, forráspont-emelkedés, ozmózis, megoszlás ) lehetnek ideálisak és reálisak is Egyedi sajátság: vezetik az elektromosságot 5 Az elektroneutralitás szigorúan érvényes csak kationt, vagy csak aniont tartalmazó oldat nincs! Az elektromos vezetés: ionvezetés, ahol κ a hőmérséklet emelésével nő (vs. fémek). Az elektrolitok olvadékai (pl. NaCl(l)) is vezetnek. 6 A savak, lúgok, sók elektrolit(oldat)ot képeznek: Sók: gyakorlatilag teljes a disszociáció Savak és bázisok: erősek vagy gyengék A disszociáció egyensúlyi folyamat: K d disszociációs állandó vagy α disszociációfok írja le. Elektrolitos disszociáció: HA(aq) + H 2 O(l) A (aq) + H 3 O + (aq) (sav-bázis egyensúlyok, ph, pufferek, indikátorok, ph-titrálás, pk a komplexképződés) K a a + a H 3 O A aha 1

2 7 Gyenge savak disszociációja: HA(aq) + H 2 O(l) A (aq) + H 3 O + (aq) a K a disszociációs állandó ( K a α disszociációfok írja le. 0 < α < 1 m (később még lesz róla szó) 0 m [A (aq)] e [H 3 O + (aq)] e cα [HA(aq)] e c(1 α) + a H 3 O A aha Ez az Ostwald-féle hígítási törvény. K d 2 c 1 ) vagy 8 A szilárd sók telített oldatában teljes a disszociáció. Az ionok nem az oldott molekulákkal, hanem a szilárd fázissal vannak egyensúlyban: KA(s) K + (sol) + A (sol) a + a K A K a + a sol K A aka Kivétel: pl. HgCl 2 (S 1,310 5 mol/dm 3 ) HgCl 2 (s) HgCl 2 (aq) Hg 2+ (aq) + 2 Cl (aq) 0,1 M HgCl 2 9 B. Ionok termodinamikai képződési függvényei A termodinamikai formalizmust alkalmazzuk: ideálishoz közeli viselkedés kb mol/dm 3 koncentrációig, e fölött reális oldatok. Koncentráció (c) helyett aktivitás (a). 10 Probléma: egyféle iont tartalmazó oldat (pl. kation-oldat) nem létezik, az ionok mindig párban vannak. Ismét önkényes konvenció: Δ f H (H +, aq) 0 J/mol és Δ f G (H +, aq) 0 J/mol. Sőt: B. Ionok termodinamikai képződési függvényei Δ f S (H +, aq) 0 J/(K mol) minden hőmérsékleten. Ezt az entrópiát relatív skálán mérjük. Az abszolút (termodinamika III. főtétele szerinti) Δ f S (H +, aq) -21 J/(K mol). 11 B. Ionok termodinamikai képződési függvényei Példa: Ag(s) + ½Cl 2 (g) Ag + (aq) + Cl (aq) Erre a folyamatra Δ r H Δ f H (Ag +,aq) + Δ f H (Cl,aq) 61,5 kj/mol, de a Ag(s) Ag + (aq) + e és ½Cl 2 (g) + e Cl (aq) folyamatok és Δ r H értékeik nem mérhetőek külön-külön. Megoldás: H + (aq)-tól kiindulva haladunk előre: ½H 2 (g) + ½Cl 2 (g) H + (aq) + Cl (aq) folyamatra Δ r H Δ f H (H +,aq) + Δ f H (Cl,aq) 167 kj/mol, és így Δ f H (Cl,aq) 167 kj/mol. Most már Δ f H (Ag +,aq) is számolható. 12 B. Ionok termodinamikai képződési függvényei Példa: Born Haber-körfolyamat ionképződésre: ½H 2 (g) + ½X 2 (g) H + (aq) + X (aq) Δ f G (Cl,aq) x + y kj/mol. Ez a közvetlenül nem mérhető hidratációs (szolvatációs) szabadentalpia közvetett meghatározásának a módszere. ΔG (kj/mol) H 2 disszociációja: ½ H 2 (g) H(g) +203 H ionizációja: H(g) H + (g) + e H + hidratációja: H + (g) H + (aq) x 0 Cl 2 disszociációja: ½ Cl 2 (g) Cl(g) +106 Cl elektronfelvétele: Cl(g) + e Cl (g) -355 Cl hidratációja: Cl (g) Cl (aq) y 2

3 13 B. Ionok termodinamikai képződési függvényei Példa: Born Haber-körfolyamat ionképződésre: ½H 2 (g) + ½X 2 (g) H + (aq) + X (aq) Cl és I összehasonlítása: 14 B. Ionok termodinamikai képződési függvényei A Δ hyd G kísérletesen nem mérhető, de a körfolyamatból számolható, ha a Δ hyd G -t Max Born megfontolásai szerint számoljuk. A Born-egyenlettel is számolható: zi e NA hydg r : vákuum permittivitása 1 1 r r : dielektromos állandó (relatív permittivitás) r i : ionsugár i C. Ionok aktivitása oldatokban C. Ionok aktivitása oldatokban 15 Az ionoldatok (elektrolitok) viselkedése az ionok között ható elektrosztatikus kölcsönhatások miatt eltér az ideálistól, így a koncentrációk helyett az aktivitást használjuk (pl. az egyensúlyok, az elektródpotenciálok tárgyalásánál). Eddig: + RTlna a m/m ahol m a molalitás. + RTlnm/m + RTln 0 + RTln ahol 0 az ugyanolyan molalitású híg ideális oldat kémiai potenciálja. 16 Kérdések: Mekkora értéke? Mérhető-e? Számítható-e? A szabadentalpia ideális 1:1 elektrolitban: G 0 m , valamint G m RTln + + RTln G 0 m + RTln + + és kísérletesen nem választható szét, ezért a közepes (ion)aktivitási együtthatót használjuk: + C. Ionok aktivitása oldatokban C. Debye Hückel-elmélet 17 Általánosabban (p:q sztöchiometriájú elektrolitban): p q + p+ q, (mértani közép) Bármely i ionra: i i ideális + RTln Kérdések: Mekkora értéke? Mérhető-e? Számítható-e? 18 Debye Hückel-határtörvény: A nem ideális viselkedést az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása okozza. Elegendő ezt az egyféle kölcsönhatást figyelembe venni az elmélethez. Ebből a számítható. Modell: Adott ion körül az ellenionok gömbszimmetrikus ionfelhőt alkotnak, így időátlagban többségben vannak. Ez az ionatmoszféra lecsökkenti az adott ion kémiai potenciálját. 3

4 C. Debye Hückel-elmélet C. Debye Hückel-elmélet 19 értéke a Debye Hückel-elmélet alapján: Az eredmény: lg A z+ z I A: numerikus állandó (vízben, 25 C-on 0,509 (mol/kg) ½ 2 z i m I i I: az oldat ionerőssége: 2 Az I értékébe minden ion beszámít! Ez csak kis koncentrációknál érvényes, ezért a Debye Hückel-törvény ún. határtörvény. Nagyobb koncentrációknál egy határig kiterjeszthető: A z+ z I lg B: változó paraméter 1+ B I 20 Az eredeti és a kiterjesztett Debye Hückel-törvény: lg A z z + I A z+ z I lg 1+ B I Áthidaló kényszermegoldás: nagyobb sókoncentrációval (KCl, NaCl, NaClO 4 ) állandó ionerősséget tartunk, és a termodinamikai állandók értékeit ilyen közegben mérjük és adjuk meg. 1,610 3 M 6,810 3 M 1, M 2, M HETEROGÉN EGYENSÚLYI ELEKTROKÉMIA: ELEKTRÓDOK ÉS GALVÁNELEMEK I. Az elektrokémia áttekintése (ismét ). II. Galvánelemek/galváncellák és elektródok termodinamikája. A. Galvánelem vs. elektrolizáló cella B. Galvánelemek: kémia és termodinamika C. A galváncella részei és felírásmódja D. A galváncella potenciálja E. Koncentrációs galvánelemek F. A cellapotenciál mérése H. Tüzelőanyag-cellák HETEROGÉN EGYENSÚLYI ELEKTROKÉMIA: ELEKTRÓDOK ÉS GALVÁNELEMEK I. Az elektrokémia áttekintése (ismét ). II. Galvánelemek/galváncellák és elektródok termodinamikája. I. Elektródok J. Az eletródpotenciál függése az összetételtől: a Nernst-formula K. Az elektródpotenciál mérése L. Az elektródpotenciálok skálája N. Összegzés 23 I. Az elektrokémia áttekintése. Homogén Heterogén Egyensúlyi elektrokémia (árammentes rendszerek) Elektrolitoldatok termodinamikája: elektrolitos disszociáció ionok termodinamikája és aktivitása Galvánelemek/galváncellák és elektródok termodinamikája: elektrokémiai cellák cella- és elektródpotenciál elektródok típusai Dinamikus elektrokémia (áramjárta rendszerek) Elektrolitok vezetése: elektrolitos vezetés ionmozgékonyság Kohlrausch-törvények Elektródfolyamatok kinetikája: csereáramok túlfeszültség Tafel-egyenlet Butler-Volmer-egyenlet elektrolízis akkumulátorok 24 II. Galvánelemek/galváncellák és elektródok termodinamikája. A. Elektrokémiai cellák: galvánelem vs. elektrolízis B. Galvánelemek: a standard cellapotenciál és a standard reakciószabadentalpia: νfe cell Δ r G cellapotenciál és az összetétel (reakcióhányados) kapcsolata: E cell E cell (RT/νF) lnq (Nernst-egyenlet) galvánelem egyensúlyban: RT lnk νfe cell galvánelemek típusai, gyakorlati alkalmazások C. Elektródok: Az elektródpotenciál Nernst-egyenlete: E E + (RT/νF) lna i elektródreakciók, elektródtípusok 4

5 25 II. Galvánelemek/galváncellák és elektródok termodinamikája. A. Galvánelem vs. elektrolizáló cella 26 Az elektrokémiai cellákban elektronátmenettel járó redoxifolyamatokat térben elkülönítünk. [Az elekrolitikus disszociáció is kémiai változás, de nem jár oxidációsszámváltozással, csak töltés-elkülönüléssel, s egyazon oldattérben játszódik le. Sav-bázis reakciókat térben elkülöníteni nem lehet.] A cella részei (a cella heterogén rendszer): két (fém)elektród (anód és katód) merül ionos oldatba (elektrolitba) Ezek együttese az elektródtér. Ha ezt térben két részre osztjuk, közéjük sóhíd vagy diafragma kell. Két típus: spontán galvánelem vs. kikényszerített elektrolízis. Galvánelem: spontán reakció játszódik le, ez hasznos áramot termel. Elektrolízis: külső áramforrás hatására reakciót kényszerítünk ki. A. Galvánelem vs. elektrolizáló cella 27 Spontán oxidáció Oxidációs szám nő Az (1) anyag elektront ad le az anódnak Az anód a negatív (-) pólus Spontán redukció Oxidációs szám csökken A (2) anyag elektront vesz fel a katódtól A katód a pozitív (+) pólus Az anódon: A katódon: Kikényszerített oxidáció Oxidációs szám nő Az anód elektront vesz fel az (1) anyagtól Az anód a pozitív (+) pólus (az anionok itt válnak le) Kikényszerített redukció Oxidációs szám csökken A katód elektront ad le a (2) anyagnak A katód a negatív (-) pólus A. Galvánelem vs. elektrolizáló cella 28 Az áramjárta galvánelem, ill. az elektrolizáló cella sincs termodinamikai egyensúlyban, de ha engedjük az elektronáramot, akkor afelé halad és azt el is éri. A cellában kémiai (redoxi)reakció megy végbe: ez mindig e -átmenet, néha atomátmenet is, redukció (e -felvétel) és oxidáció (e -leadás) a redukció és az oxidáció térben elkülönül, az elektrolitoldatban ionvezetés van, a külső körben fémes elektronvezetés van. Vigyázat! Az oxidálószer egy másik anyagot oxidál, miközben maga redukálódik! Fordítva is igaz: a redukálószer egy másik anyagot redukál, miközben maga oxidálódik! 29 B. Galvánelemek: kémia és termodinamika Egyszerű kísérlet: réz-szulfát oldatba merített cinkrúdra vörös fémréz válik ki, és bár ezt nem látjuk, de egyértelműen és könnyen kimutatható egyúttal cinkionok mennek oldatba. Ekkor ugyanabban a térben zajlik le a réz redukciója és a cink oxidációja: Zn(s) +Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) 30 Kémiai galvánelem(ek): a két redoxifolyamat elkülönítése térben V Lehet: B. Galvánelemek: kémia és termodinamika Zn anód - Zn 2+ SO 4 2- NaNO 3 Anionok Kationok Cu 2+ SO 4 2- egy elektródtér (oldat), azon belül diafragma, vagy két elektródtér; ezeket sóhíd köti össze. + Cu katód 5

6 31 B. Galvánelemek: kémia és termodinamika Bontsuk fel első logikus lépésként az előző Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) reakciót egy oxidációra és egy redukcióra: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e red1 ox1 + e oxidáció: e -leadás anód: (-) elektród anódos oxidáció jelölés: (bal) vagy (1) Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) ox2 + e red2 redukció: e -felvétel katód: (+) elektród katódos redukció jelölés: (jobb) vagy (2) Mindkét oldal egy-egy redoxipár: ox + νe red 32 B. Galvánelemek: kémia és termodinamika Az elektrokémiában célszerűen mindkét folyamatot redukcióként írjuk fel: {Zn 2+ (aq) + 2e Zn(s)} Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) A bruttó reakció most két redukció különbsége: (jobb) (bal) Ez célszerű írásmód (egyúttal persze logikus is), mert így E cell mindig pozitív, összhangban a spontán cellareakció negatív Δ r G értékével: E cell E jobb elektród E bal elektród 33 C. A galváncella részei és felírásmódja Galvánelem (vagy galváncella vagy elektrokémiai cella) 2 félcella vagy 2 félreakció vagy 2 elektród Felírásmódja: Jelölésmód: ( ) Zn(s) ZnSO 4 (aq) CuSO 4 (aq) Cu(s) (+) fázishatár (szilárd/oldat, szilárd/gáz) határfelület diffúziós potenciál nélkül elektrolitok érintkezése A diffúziós potenciál jó sóhíddal kiküszöbölhető. 34 D. A galváncella potenciálja A galvánelemben elektromos potenciál (potenciál-különbség) alakul ki: ez a cellapotenciál. A cellapotenciál és a reakciószabadentalpia kapcsolata: νfe cell Δ r G A kapcsolat származtatása (levezetése): a reakció maximális hasznos munkája: Δ r G az elektromos töltés munkája (fizika): νfe cell galvánelemben a kettő egyenlő kell hogy legyen. D. A galváncella potenciálja D. A galváncella potenciálja 35 A reverzíbilis reakciókban Δ r G konkrét értéke a Q reakcióhányadostól függ: Δ r G Δ r G + RT lnq, Így a cellareakcióra írhatjuk: νfe cell Δ r G + RT lnq E cell (Δ r G /νf) (RT/νF) lnq Legyen: (Δ r G /νf) E cell, a standard cellapotenciál Végül a cella Nernst-egyenlete: E cell E cell (RT/vF) lnq 36 Egyensúlyban (mikor E cell 0) Q K. Ebből kapjuk a standard cellapotenciál és az egyensúlyi állandó kapcsolatát: E cell (RT/νF) lnk Összegezhetjük a standard cellapotenciál (E cell ), az egyensúlyi állandó (K) és a standard reakció-szabadentalpia (Δ r G ) kapcsolatát: νfe cell RT lnk Δ r G Ez az egyensúlyi elektrokémia, az egyensúlyok tana és a termodinamika egyesített kapcsolata. 6

7 D. A galváncella potenciálja E. Koncentrációs galvánelemek 37 A cellapotenciál és más termodinamikai függvényértékek (H, S) kapcsolata: Alap: az E cell és E cell hőmérsékletfüggése. Ismert a termodinamikából: S ( G/ T) p Ecell behelyettesítéssel: Δ r S ( ( νfe cell )/ T) p F T mivel Δ r G Δ r H T Δ r S, így Δ r H Δ r G + T Δ r S F E Mindez érvényes standard értékekre is. A Δ r G, Δ r S és Δ r H termodinamikai értékek elektrokémiai adatokból is nyerhetők. cell p E T T cell p 38 Elektrolit-koncentrációs galvánelem Az áramtermelő spontán folyamat: koncentrációkiegyenlítődés. V Ag anód: Ag katód: Ag oldódik NaNO 3 Ag + kiválik - - [Ag + ] híg NO 3 - [Ag + ] tömény Vannak elektród-koncentrációs galvánelemek is (Hg-Me). + E. Koncentrációs galvánelemek Galváncellák 39 A koncentrációs galvánelemben: 1 nagyságrendnyi koncentráció- (aktivitás-) különbség 59 mv cellapotenciált eredményez (25 C-on). A biológiai sejtfal két oldalán szoros [K + ] RT RT a E lnq ln F F a a 0,059lg a bal jobb [ Volt] különbség kb. 77 mv potenciálkülönbséget jobb bal okoz ez is egy koncentrációs galvánelem. Ez a membránpotenciál játszik szerepet az idegimpulzusok vezetésében. 40 Galváncellák olvadékokban: Ritkán valósítanak meg ilyen felépítést. Az olvadékelektrolízis fontosabb: pl. a timföld elektrolízise. Galváncellák oldószer nélkül: Technikailag az oldószer kellemetlen: pl. kifolyik, hőérzékeny, környezetszennyező. Példákat lásd a gyakorlati galvánelemeknél. Galváncellák F. A cellapotenciál mérése 41 A terheletlen (árammentes: I 0) galvánelem elektródjai közötti potenciál gyakori neve: elektromotoros erő (e.m.e.). A galvánelem addig tud munkát végezni (áramot adni), amíg távol van az egyensúlytól. Működés közben ( terheletlen ) a feszültsége egyre kisebb: ez a kapocsfeszültség. Amint (a benne lejátszódó reakció) elérte az egyensúlyi helyzetet, az e.m.e. 0 lesz, áramot nem ad (hétköznapi szóhasználatban: kimerült ). A folyamat (elvileg mindig) megfordítható: az elemet elektrolízissel feltöltjük : ez az akkumulátor. 42 terhelésmentesen (áramkivétel nélkül): e.m.e. terheléssel (fogyasztóval, áramkivétellel): kapocsfeszültség (másik neve: működési potenciál) változó (csökkenő) Az elektromotoros erő (e.m.e.) mérése: kompenzációs módszerrel (teljesen árammentes), klasszikus: DuBois Reymond Poggendorf nagy belső ellenállású (R >10 10 Ω) voltmérővel. Ez ma általános laborműszer (a ph mérő is ilyen). A gyakorlatban 0 3 V nagyságú feszültségeket kell mérni kb. 0,1 mv (azaz 10-4 V pontossággal). 7

8 43 Galvánelem (primer elem, battery): egyszer használatos, kimerül (eléri a termodinamikai egyensúlyát) Akkumulátor (szekunder elem, rechargeable battery): sok(száz)szor újratölthető (gépkocsi, hallókészülék ) Tüzelőanyag-cella: áramtermelés égés során folyamatos anyagbetáplálással Jelentőségük: (véges) energiaforrást biztosítanak tetszőleges helyen és időben, erőmű (+távvezeték) vagy generátor nélkül, kezelésük rendkívül egyszerű (amatőröknek is), hordozhatók (táskarádió, karóra, mobil, pacemaker stb.). 44 Minősítésük: feszültség (sorbakapcsolással növelhető) kapacitás (mérettel változtatható) áramkivétel (párhuzamos kapcsolás növeli) teljesítmény/súly viszony hatásfok feszültségtartás (terhelésre és időben) gyors/lassú terhelhetőség feltöltési ciklus (akkuknál) hőmérséklet-tartomány környezet-terhelés (Hg, Cd mentes!) ár 45 Gyakorlati galvánelemek: Leclanché-elem Lúgos mangánoxid elem Lítium-elem Higanyoxid-elem (Daniell-elem) (Volta-oszlop) 46 Gyakorlati galvánelemek: Leclanché-elem anód: Zn katód: grafit + MnO 2 Közeg: savas NH 4 Cl, ZnCl 2 elektrolitgél ½ Zn ½ Zn 2+ + e (az NH 4 Cl-dal [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ lesz) H + + e ½ H 2 a H 2 -t a MnO 2 MnO(OH)-ként elnyeli A 4,5 V-os lapos szárazelemben 3 db 1,5 V- os cella van. 47 Gyakorlati galvánelemek: Lúgos mangánoxid elem (alkaline battery, 1,5 V) anód: Zn katód: grafit + MnO 2 Közeg: KOH, ZnCl 2 elektrolitgél 48 Gyakorlati galvánelemek: 9 V-os elem ½ Zn + OH ½ Zn(OH) 2 + e H + + e ½ H 2 a H 2 -t a MnO 2 MnO(OH)-ként elnyeli Ma a legelterjedtebb, 5-7 éves garancia. AA méret: 2000 mah 8

9 49 Gyakorlati galvánelemek: Lítium-elem Li Li + + e A Li miatt víz helyett szerves oldószer van. MnO 2 + e [MnO 2 ]- 3 V, könnyű, tág T tartomány, jól terhelhető, gombelem forma. 50 Gyakorlati galvánelemek: Higanyoxid-elem (Ruben Mallory-elem) bruttó reakció: Zn + HgO ZnO + Hg 1,25 V, állandó! Hallókészülékekben, pacemakerekben Hg nem környezetbarát! 51 Gyakorlati galvánelemek: Daniell-elem Zn ZnSO 4 -oldat CuSO 4 -oldat Cu Cu kiválás, Zn oldódás Agyag-diafragma kell! Oktatási, didaktikai célra jó, egyszerű, átlátható. Hétköznapi használatra nem praktikus. Volta-oszlop: sok Cu/Zn lemezpár elektrolitos szövetdarabokkal 52 H. Tüzelőanyag-cellák Kémiai energia elektromos energia: hőerőműben közvetett (2 lépcsős) úton: maximum kb. 40% Tüzelőanyag-cella: speciális berendezésben az égésből közvetlenül áramot termel (75-90%). A hidrogén+oxigén reakcióját (KOH-ban) térben elkülönítik. Katalizátor kell, T C anódreakció: 2H 2 (g) + 4OH 4H 2 O + 4e katódreakció: O 2 (g) + 2H 2 O(l) + 4e 4OH Más (természetben előforduló) anyagok (pl. metán, etán) oxidációjával is működnek igen jó tüzelőanyag-cellák. H. Tüzelőanyag-cellák I. Elektródok 53 Gyakorlati tüzelőanyag-cellák: Bacon-elem E cell 1,2 V j A cm -2 (katód) 54 A cellapotenciál és az elektródpotenciálok kapcsolata, azaz az elektródpotenciál formális értelmezése: a cellapotenciál két elektródpotenciál különbsége: E cell E jobb E bal Önmagában egyetlen elektród (abszolút) potenciálja nem mérhető (és pontosan nem is számítható). A probléma célszerű és eredményes megoldása: az elektróddal egy olyan galvánelemet készítünk, melynek baloldali elektródja a standard hidrogén-elektród (SHE). 9

10 55 J. Az eletródpotenciál függése az összetételtől: a Nernst-formula A definíció elve a SHE-re vonatkoztatott potenciál: Pt H 2 (g) H + (aq) Ag + (aq) Ag(s) A cellareakció: ½ H 2 (g) + Ag + (aq) H + (aq) + Ag(s) A cella Nernst-egyenlete a Q-val kifejezve ( mivel ν 1 és E SHE 0, ): E cell E cell RT/F lnq E (Ag + /Ag) RT/F lnq továbbá Q 1/a(Ag + ) miatt: E(Ag + /Ag) E (Ag + /Ag) + RT/F ln a(ag + ) Ez az (Ag + /Ag) elektród Nernst-egyenlete. Általában (elsőfajú elektródra): E i E i + (RT/νF) lna i 56 K. Az elektródpotenciál mérése Standard hidrogénelektród alkalmazása - + V H 2 (g) a H2 1 S.H.E Pt H + Ag + + Ag 57 K. Az elektródpotenciál mérése Elvi vonatkoztatási elektród a SHE: E (H + /H 2 ) 0,000 V körülményes, kényelmetlen, veszélyes (H 2 gáz!) Gyakorlati vonatkoztatási elektródok: stabilis, körülményektől független potenciálú, jól kezelhető másodfajú elektródokat használunk Ag(s) AgCl(s) Cl (aq) (ezüst/ezüst-klorid elektród) E + 0,22 V Pt Hg(l) Hg 2 Cl 2 (s) Cl (aq) (telített kalomelelektród) E + 0,27 V 58 L. Az elektródpotenciálok skálája Mivel az SHE potenciálja megegyezés szerint minden hőmérsékleten 0,000 V, ezért a galvánelem e.m.e-je a vizsgált (jobboldali) elektród potenciáljával egyezik meg. Eredmény: Vannak pozitív és negatív elektródpotenciálok kb. +3 V és 2 V tartományban. Felírható az elektródok feszültségi sora. 59 L. Az elektródpotenciálok skálája 60 Fémek elektrokémiai sora Oxidál Nagyon redukál Hideg vízzel gyorsan reagál Hideg vízzel lassan reagál Vízgőzzel lassan reagál Savval gyorsan reagál Erős savval lassan reagál Savval sem reagál Alig redukál Redukál 10

11 61 a) elsőfajú-fém(ion)-elektród mérőelektród b) másodfajú (ellenionos) elektród referenciaelektródok (Ag/AgCl, Hg/Hg 2 Cl 2 ) c) gázelektród (H 2 -, Cl 2 -elektród) d) redoxielektród üvegelektródok (egyszerű és kombinált változatban) amalgámelektródok komplexion-elektródok enzimelektródok 62 a) Elsőfajú elektródok Az elektród potenciálját a fém saját ionjainak aktivitása határozza meg (ezért gyakran használjuk annak meghatározására): E i E i + (RT/νF) lna i b) Másodfajú elektródok A potenciált a fém egy rosszul oldódó sójának anionja (az ellenion koncentrációja) határozza meg: MX(s) M + (aq) + X (aq) K sol a(m + ) a(x ) Nagy és állandó [X-] tartásával potenciáljuk állandó, ezért referenciaelektródként használhatók. Potenciáljuk mérésével a K sol oldhatósági szorzat meghatározható. 63 c) Gázelektródok hidrogénelektród H + (aq) + e- ½ H 2 (g) Q (f(h 2 )/p θ ) / a(h + ) E(H + /H 2 ) RT/F lna(h + ) (RT/F)ln10 ph pontos ph mérés A SHE gázelektród az elektródpotenciál-skála önkényesen választott 0- pontja. Pontos, de kezelése nehézkes. 64 c) Üvegelektród hidrogénelektród Szóló vagy kombinált változatban is ismert. Felépítése: Működése: 65 i. Ionszelektív elektródok Felépítése: Működése: a komplexbe vihető ionok átvándorolnak a lipofil membránon, így megnő a membránpotenciál, amit az Ag/AgCl referenciaelektróddal szemben mérünk. 66 d) Redoxielektródok Sajátos névkisajátítás (régről megmaradt) E i E iθ + (RT/νF) ln(a ox /a red ) Egyazon oldatban két különböző oxidációs állapotú (fém)ion (pl. Fe 3+ /Fe 2+ ) van és inert Pt-elektród. e) Amalgámelektródok A fémek higannyal képzett amalgámjai is lehetnek elektródok: ezek potenciálja az amalgám fémkoncentrációjától függ. (Példa: a kősó elektrolízise.) 11

12 67 N. Összegzés Az elektrokémia alkalmazásai: egy reakció spontán irányának meghatározása standard elektródpotenciálok összehasonlításával (ebből) K egyensúlyi állandó számítása oldhatósági állandók (oldhatósági szorzat, K sol ) meghatározása ph mérése és pk meghatározása komplexképződési állandók meghatározása ionok aktivitásának, így koncentrációjának és aktivitási együtthatójának meghatározása termodinamikai függvények (G, S, H) meghatározása 68 N. Összegzés Összegezve a galvánelemekben: Egyensúlyától távol lévő redoxijellegű kémiai folyamat elektromos munkát tud végezni, ha a két redoxi-részfolyamatot térben elkülönítjük. Az így létrehozott két elektródon külön-külön is potenciál lép fel, közöttük cellapotenciál alakul ki, és ez külső vezetőben áramot (munkavégzést) eredményez. Célszerű elrendezés: E cell E katód, jobb oldal E anód, bal oldal Mindegyik E az anyagi minőségtől és a koncentrációtól (aktivitástól!), továbbá a hőmérséklettől és az oldószertől függ (Nernst-egyenletek). 69 N. Összegzés Összegezve a galvánelemekben: A reakció a galvánelemben is az egyensúlyig megy. Egyensúlyban (amikor E cell 0) Q éppen az egyensúlyi állandó: K. Ekkor az elem (már) nem tud munkát végezni, mert nem megy végbe (további) reakció. Az E θ standard cellapotenciál annak az egyensúlyi állapotnak a tükre, amikor minden reaktáns és termék standard állapotban van (a i 1). 70 N. Összegzés A kémiai energia hasznosítási módjai: Kémiai reakciókban gyakran keletkezik hő (ezek az exoterm reakciók, pl. égés, semlegesítés stb.). Gőzgépekben a kémiai energiát hőenergia közvetítésével alakítjuk át mechanikai energiává (munkává). Hőerőművekben kémiai energiából mechanikai energia közvetítésével állítanak elő elektromos energiát. Galvánelemekben a kémiai energia közvetlenül elektromos energiává alakul át. 12