Kémiai alapismeretek 11. hét Horváth Attila Pécsi Tudományegyetem, Természettudományi Kar, Kémia Intézet, Szervetlen Kémiai Tanszék 2011. május 3. 1/8 2009/2010 II. félév, Horváth Attila c
Elektród: Fémes vezető és az elektrolit együttese. elektrokémiai cella: 2 elektród együttese, ahol a spontán kémiai reakció elektromos áramot termel. elektrolizáló cella: Külső áramforrást használunk, hogy egy nem spontán végbemenő reakciót hajtsunk. anód: Az az elektród, ahol oxidáció megy végbe. katód: Az az elektród, ahol redukció megy végbe. Daniell elem (1836) celladiagramja: Zn(s) Zn 2+ (aq) (c1 )..Cu 2+ (aq) (c2 Cu(s) Félreakciók, félcella: Zn Zn 2+ +2e (anód) és Cu 2+ +2e Cu (katód). Jelölések: Fázishatár( ), sóhíd(..). Galváncella esetén az anód a negatív pólus, a katód a pozitív. 2/8 2009/2010 II. félév, Horváth Attila c
Cellapotenciál: A két félcella között mérhető potenciálkülönbség. E Cel =E k -E a. Elektromotoros erő: Terhelésmentes cellapotenciál. (I=0A) Elektródpotenciál: Referenciaelektródhoz viszonyított cellapotenciál. Viszonyítási alap a standard H-elektród: Pt H 2 (g) H + (aq) (valamint p H2 =1atm és [H + ]=1M). Standard elektródpotenciál: Az a cellapotenciál, aminek anódja a standard hidrogénelektród, katódja pedig a kérdéses standard állapotú elektród. Nernst egyenlet (felírás redukció irányában): E = E 0 RT zf lnq c = E 0 RT zf ln c ν i i i Példa: Pt Fe 2+ (0,1M), Fe 3+ (0,2M) elektródra (Fe 3+ +e =Fe 2+ ) E=E 0 RT ] Fe 2+ /Fe 3+ F ln[fe2+ [Fe 3+ ] 3/8 2009/2010 II. félév, Horváth Attila c
Elektromos munka: w= zfe ME, ha E ME >0 spontán reakció (galváncella), ha E ME <0 elektrolizáló cella. Elsőfajú elektródok: Fém merül saját ionjait tartalmazó oldatba. (M z+ +ze M; Q c =1/[M z+ ]) Nernst egyenlet: E = E 0 M + RT zf ln[mz+ ] Másodfajú elektródok: A fém egy olyan oldatba merül, amely saját ionjait rosszul oldódó só formájában tartalmazza, valamint olyan jól oldódó sót is, amelynek anionja a megegyezik a rosszul oldódó só anionjával. Pl.: Kalomel elektród (Hg, Hg 2+ 2 (aq), Hg 2Cl 2, Cl ). E értéke [Cl ]-el változtatható, stabil elektródpotenciál. Redoxi elektródok: Az ionvezető oxidált és redukált formában is jelen van az oldatban, az elektronvezető pedig egy inert fém. Pl.: Pt Fe 2+, Fe 3+ Nernst egyenlet: E=E 0 + RT ] Fe 3+ /Fe 2+ F ln[fe3+ [Fe 2+ ] 4/8 2009/2010 II. félév, Horváth Attila c
Standard elektródpotenciál táblázat: E 0 /V E 0 /V Cu 2+ +2e Cu 0,34 Cl 2 +2e 2Cl 1,36 2H + +2e H 2 0 Br 2 +2e 2Br 1,09 Fe 2+ +2e Fe 0,44 I 2 +2e 2I 0,54 Mg 2+ +2e Mg 2,36 A pozitívabb elektródpotenciálú oxidálja a negatívabbat Pl.: Megy Nem megy önként Mg+2H + Mg 2+ +H 2 H 2 +Mg 2+ Fe+2H + Fe 2+ +H 2 H 2 +Fe 2+ Cu 2+ +Fe Cu+Fe 2+ Cu+Fe 2+ Cl 2 +2I 2Cl +I 2 Cl +I 2 Br 2 +2I 2Br +I 2 Cl +Br 2 5/8 2009/2010 II. félév, Horváth Attila c
Leclanché-féle szárazelem (1870): Anod: Zn(s) Zn 2+ + 2e - + Cu kupak Katod: + - 2MnO 2 +2NH 4 +2e grafit rud Mn 2 O 3 + H 2 O + 2NH 3 MnO 2 NH 4 Cl, ZnCl 2 (gel) - Zn henger Alkálielem (1950): stabilabb, hosszabb élettartam, KOH elektrolit Anód: Zn + 2 OH Zn(OH) 2 + 2e Katód: 2MnO 2 + H 2 O+ 2e Mn 2 O 3 + 2OH Lítiumelem (1970): kis méret, hosszú élettartam. Anód: Li Li + +e Katód: pirit(fes 2 ), I 2, fluorozott grafit ((CF) n) (Li+(CF) n LiF + C; 4Li+FeS 2 2Li 2 S+Fe; 2Li+I 2 2LiI) 6/8 2009/2010 II. félév, Horváth Attila c
Ólomakkumulátor: Reverzibilis, ezért kisülés után újratölthető. Több cella sorbakötve. Anód: Pb(s)+H 2 SO 4 PbSO 4 + 2H + + 2e Katód: PbO 2 +H 2 SO 4 + 2H + +2e PbSO 4 +2H 2 O E k 1,67V és E a 0,36V Kisütött állapotban a közeg víz, feltöltött állapotban 30%-os H 2 SO 4 oldat NiCd akkumulátor (tölthető elem): Katód: NiOOH; Anód: Cd; elektrolit: KOH oldat. 2NiOOH + H 2 O + Cd 2Ni(OH) 2 + Cd(OH) 2 E k 0,49V és E a 0,81V. Előnyei: Sokszori tölthetőség, hosszú ideig eláll. Hátrány: Drága, alacsonyabb teljesítménysűrűség, memória hatás 7/8 2009/2010 II. félév, Horváth Attila c
: Külső áramforrás segítségével végrehajtott kémiai reakció. Olvadékok elektrolízise (NaCl olvadék). Katód: Na + + e Na; Anód: 2Cl Cl 2 +2e Vizes oldatok elektrolízise: A víz is redukálódhat, illetve oxidálódhat a katódon illetve az anódon. Pl.: (sóoldat) Katód: Na + +e Na (E 0 = 2.71V) vagy 2H 2 O+2e H 2 +2OH (E 0 = 0.83V). Nagyobb elektródpotenciál, könnyebb redukció. Anód: 2Cl +2e Cl 2 (E 0 =1.36V) vagy 2H 2 O O 2 +4H + +4e (E 0 =1.23V) Kisebb elektródpotenciál, könnyebb oxidáció. Híg oldatban utóbbi, tömény Cl oldatban előbbi. (Nernst egyenlet!!) Mennyiségi jellemzés: Faraday törvények 1 Faraday I.: Az elektródon levált anyag mennyisége egyenesen arányos az átvitt töltésmennyiséggel. (m=kq) 2 Faraday II.: Azonos töltésmennyiséggel leválasztott alkotórészek kémiailag egyenértékűek. Azaz 1 mól e elektron elektrolízisben való részvétele függetlenül az anyagi minőségtől 96500C töltést igényel. 8/8 2009/2010 II. félév, Horváth Attila c