Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Elektrokémiai fogalmak Elektródpotenciál (  ) : a saját ionjait tartalmazó oldatba merülő kémiai elem felületén - a kémiai potenciálkülönbségek hatására.

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "Elektrokémiai fogalmak Elektródpotenciál (  ) : a saját ionjait tartalmazó oldatba merülő kémiai elem felületén - a kémiai potenciálkülönbségek hatására."— Előadás másolata:

1 Elektrokémiai fogalmak Elektródpotenciál (  ) : a saját ionjait tartalmazó oldatba merülő kémiai elem felületén - a kémiai potenciálkülönbségek hatására létrejövő - elektromos kettősréteg potenciálja Standard hidrogénelektród platina elektród (H 2 atomizálása) 0,1 MPa H 2 gáz 1 mol/dm 3 H 3 O + -tartalmú savoldat elektródpotenciálja megállapodás alapján 0. Nernst-egyenlet:  =  º+. (RT/zF)lnc ox /c red Elektródpotenciál meghatározása: mérőcella ábra alapján standard H 2 elektróddal összekapcsoljuk és mérjük az elektromotoros erőt: E ME =  katód -  anód E ME lehet pozitív és negatív is függ az elektrolit ionkoncentrációjától  º: standardpotenciál (elektródra jellemző mérhető mennyiség) z: elektrolitban levő ion töltése F: Faraday állandó = C (1 mól elektron töltése) platina Zn anód Elektród: Saját ionjait tartalmazó közegbe merülő kémiai elem

2 Redoxireakciók iránya Redoxipotenciál: számszerűen fejezi ki az egyes atomok/ionok/molekulák oxidációs illetve redukciós képességét. Információt ad arra, hogy egy adott redoxireakció végbemehet-e. Fontosabb törvényszerűségek: pozitívabb redoxipotenciálú rendszer oxidálja a negatívabbat negatívabb redoxipotenciálú rendszer redukálja a pozitívabbat negatív redoxipotenciálú rendszert képező fémek savakban H 2 fejlődése mellett oldódnak -0.83V-nál negatívabb redoxipotenciálú fémek vízben H 2 -fejlődés közben oldódnak (Al kivétel!) Példák: Zn + Cu 2+ → Cu + Zn 2+ (Zn 2+ + Cu ≠ Cu 2+ + Zn) Br 2 + 2KI → 2KBr + I 2 (I 2 + 2KBr ≠ 2KI + Br 2 ) Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 (Cu + 2HCl ≠ CuCl 2 + H 2 ) 2Na + 2H 2 O → 2Na + + H 2 + 2OH - (Zn + 2H 2 O ≠ Zn 2+ + H 2 + 2OH - ) RendszerEº (V) RendszerEº (V) F 2 /2F Sn/Sn MnO 4 - /Mn Fe/Fe Br 2 /2Br Zn/Zn I 2 /2I H 2 O/H 2 +2OH Cu/Cu Al/Al H 2 /2H Na/Na

3 Elektrokémia Galvánelem Térben különválasztva a két folyamatot áram indul meg a két cellarész között: fent fémes vezető (elektronokat szállítja) Na 2 SO 4 sóhíd szulfátionok szállítására, így az oldatok semlegesek maradnak (egyszerűbb cellákban porózus diafragma) elektrolitok: ZnSO 4, CuSO 4 oldatok Zn anód ( -, oxidáció), Cu katód ( +, redukció) Elektromotoros erő: feszültségkülönbség az elektródok között árammentes esetben Alapkísérlet: cink lapot teszünk CuSO 4 oldatba ox: Zn → Zn 2+ red: Cu 2+ → Cu Bruttó: Zn(s)+ Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s) RendszerEº (V) Cu/Cu Zn/Zn Celladiagram: Zn(s)|Zn 2+ (aq) || Cu 2+ (aq)|Cu(s) sóhíd fázis- határ fázis- határ - +

4 Más galvánelemek grafit MnO 2, grafitpor NH 4 Cl+ZnCl 2 elektrolit MnO 2, grafitpor Zn szigetelő Alkálikus: (nagyobb teljesítmény, hosszabb élettartam) elektrolit: KOH anód: Zn(s) + 2OH – (aq)  ZnO(s) + H 2 O + 2e – katód: 2MnO 2 (s) + H 2 O + 2e –  Mn 2 O 3 (s) + 2OH – (aq) Alkálikus „ezüst-oxid”: (még nagyobb teljesítmény, még hosszabb élettartam) elektrolit: KOH vagy NaOH oldat anód: Zn(s) + 2OH – (aq)  ZnO(s) + H 2 O + 2e – katód: Ag 2 O(s) + 2e –  2Ag alkalmazás: gombelemek, illetve hadieszközökben energiaforrás Leclanché „szárazelem” (a hagyományos, legolcsóbb) elektródok: grafit (katód), cink (anód) elektrolit: NH 4 Cl–MnO 2 –szénpor, nedves pép működés: Mn 4+  Mn 3+, ill. Zn  Zn 2+ : Bruttó: 2H + + Zn + 2MnO 2  Zn MnO(OH) Gombelemek: Zn helyett Li (Li-vegyület)

5 Akkumulátorok Reverzibilis galvánelemek Savas akkumulátor (pl. ólomakkumulátor): elektrolit: 33.5 t/t% (~6 mol/dm 3 ) H 2 SO 4 elektródok: Pb és PbO 2 (PbSO 4 bevonat működés közben) ha kisütésről töltésre váltunk, a redoxfolyamatok felcserélődnek töltés: 2H 2 O + PbSO 4 (s) → PbO 2 (s) + 2e - + SO H + PbSO 4 (s) + 2e - → Pb(s) + SO 4 2- kisütés: PbO 2 (s) + H 2 SO 4 (aq) + 2H + + 2e - → PbSO 4 (s) + 2 H 2 O Pb(s) + SO 4 2- (aq) → PbSO 4 (s) + 2e - töltéskor energiát fektetünk be, kisütéskor energiát kapunk (70-92%) Alkálikus akkumulátorok (pl. Ni-Cd) elektrolit: KOH oldat elektródok: NiO(OH) és Cd kisütés: NiO(OH)(s) + 2H 2 O +2e -  Ni(OH) 2 + 2OH - Cd(s) + 2OH - → Cd(OH) 2 + 2e - töltéskor fordítva hatásfok: 70-90% (ox) (red)

6 Üzemanyagcellák Üzemanyagcella : kémiai reakcióval elektromos áramot állít elő, mely addig történik, míg tápláljuk bele az üzemanyagot Alkáli üzemanyagcella (jelenleg a legjobban kidolgozott típus) elektrolit: 30%-os vizes KOH oldat elektródok: platina működés: Katalizátor (általában platina) segítségével a hidrogén- molekulák és az elektrolitból jövő hidroxid-ionok vízzé alakulnak, miközben elektronok szabadulnak fel. Ezek aztán a katódra áramlanak, ahol (szintén katalizátor segítségével) az oxigén és víz reakciójával OH - ionokat képeznek. Az elektronok katódra való áramlása adja a hasznosítható elektromos áramot. Reakciók: Anódon: 2H 2 + 4OH - → 4H 2 O + 4e - Katódon: O 2 + 2H 2 O + 4e - → 4OH - A teljes reakció: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O Elektromos hatásfok: 60-70% Elektromos áram Alkáli üzemanyagcella Katód Anód KOH oldat Víz és hő

7 Elektrolízis Elektromos energia segítségével kémiai átalakítást csinálunk, azaz redoxi- reakciót hajtunk végre. Elektrolizáló cella: galváncella, melyben az elektródokat és elektrolitot a célnak megfelelően választjuk meg Faraday-törvény: képződött anyag mennyisége arányos az átfolyt töltéssel. n= It zF átfolyt töltés 1 mol anyag leválasztásához szükséges töltés Katód: negatív elektród, redukció történik Anód: pozitív elektród, oxidáció történik Vízbontás: katódon: 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH - (  º=-0,83 V) anódon: 2H 2 O = O 2 + 4H + + 4e - (  º=+1,23 V) Na vizes oldatból elektrolízissel nem állítható elő, mert a Na + + e - = Na folyamat standardpotenciálja (  º=-2,71 V) nagyobb mint a H + redukciójáé (  º=-0,83 V), azaz a kevesebb energiát igénylő H 2 -fejlődés megy végbe. Na előállítása ezért: NaCl olvadékból történő elektrolízissel.

8 Korrózió A környezet hatására a fémek felületéről kiinduló kémiai változások. (Latin: corrodo = szétrágni). Lényegében oxidáció, mely a fémek teljes vagy részleges átalakulásához vezet. 1967: Silver Bridge (West Virginia) 1 perc alatt összeomlott, 46 áldozat. USA 1998: 279 milliárd USD kár (3.1% GDP) Margit-híd

9 Korrózió Vas korróziója (rozsdásodás): Bruttó reakció: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 2Fe 2 O 3. 6H 2 O Részfolyamatok: Fe oxidációja: Fe = Fe e - O 2 redukciója: O 2 + 2H 2 O + 4e - = 4OH - Fe(II)-hidroxid képződése: Fe OH - = Fe(OH) 2 Fe(II)-hidroxid oxidációja: 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 2Fe 2 O 3. 6H 2 O vasrozsda: barna, pikkelyes szerkezetű Egyéb jellemzők: Zn, Mg rúddal összekötve a vas rudat a korrózió lassul a negatívabb redoxipotenciálú rendszer hajlamosabb az oxidációra! Cu rúddal összekötve a vas rudat a korrózió gyorsul Mivel a reakcióhoz nedvesség szükséges, a korróziót az elektrokémiai folyamatok körébe soroljuk RendszerEº (V) Cu/Cu Fe/Fe Zn/Zn Mg/Mg

10 Korrózió elleni (passzív) védekezés korrodálódó fém módosítása (ötvözet), helyettesítése nedvességtartalom csökkentése a környezetben különböző bevonatok (fém, festék, műanyag) fémekkel galvánelem alakul ki!  elektrokémia: anódként szereplő komponens oxidálódik, azaz oldatba megy (korrodálódik)  oxidbevonat: Fe-oxid laza szerkezetű, gyorsan oldja az elektrolit  Zn-bevonat: a Zn oldódik, acél nem korrodálódik amíg egy kevés Zn is van rajta  Cu-bevonat: addig jó, míg a Cu meg nem sérül, utána gyorsan korrodálódik  festék: addig jó, míg nem sérül, előkezelés nélkül tapadása nem igazán jó  néhány tized mikron vasfoszfát réteg elősegíti a festék tapadását, maga is korróziógátló

11 Korrózió elleni védekezés aktív védelem Anódos védelem: vezetékkel az acélcsőhöz kötött Mg darab fog korrodeálódni, mert negatívabb standardpotenciálja miatt előbb oxidálódik mint a vas. Aktív katódos védelem: folyamatosan áramot vezetünk át a rendszeren, melyben hulladékvas van anódnak kötve: az oxidálódik


Letölteni ppt "Elektrokémiai fogalmak Elektródpotenciál (  ) : a saját ionjait tartalmazó oldatba merülő kémiai elem felületén - a kémiai potenciálkülönbségek hatására."

Hasonló előadás


Google Hirdetések