MŰSZAKI KÉMIA 4. Elektrokémia ELŐADÁSOK GÉPÉSZMÉRNÖK HALLGATÓKNAK

Az előadások a következő témára: "MŰSZAKI KÉMIA 4. Elektrokémia ELŐADÁSOK GÉPÉSZMÉRNÖK HALLGATÓKNAK"— Előadás másolata:

1 MŰSZAKI KÉMIA 4. Elektrokémia ELŐADÁSOK GÉPÉSZMÉRNÖK HALLGATÓKNAK
Dr. Bajnóczy Gábor BME Kémiai és Környezeti Folyamatmérnöki Tanszék

2 AZ ELŐADÁS ANYAGA, KÉPEK, RAJZOK KIZÁRÓLAG OKTATÁSI CÉLRA,
KORLÁTOZOTT HOZZÁFÉRÉSSEL HASZNÁLHATÓK ! INTERNETRE KORLÁTLAN HOZZÁFÉRÉSSEL FELTENNI TILOS !

3 Elektromos vezetők felosztása
Elektronvezetők (elsőrendű vezetők, fémek): áramvezetés az elektronok mozgásával, ellenállásuk a hőmérséklet növelésével nő. Ionvezetők (másodrendű vezetők, elektrolitok): pozitív vagy negatív töltésű ionok szállítják az áramot, ellenállásuk a hőmérséklet növelésével csökken, az áramvezetés a közegben nem jár kémiai változással de fémes vezetőbe történő átlépéskor kémiai változás történik,

4 Vízben oldott anyagok disszociációja
Elektrolitikus disszociáció [K+] [A-] KA K+ + A- Kd = ▬▬▬▬ [KA] disszociációs egyensúlyi állandó Kd >1 erős elektrolitok (kénsav, sósav, nátrium-hidroxid, … 10-3 < Kd < 1 középerős elektrolitok (kénessav, kálcium-hidroxid,.. Kd < gyenge elektrolitok (tejsav, ecetsav, bórsav,…

5 Vezetőképesség Elektrolitok vezetőképessége
Nagyobb vezetőképesség nagyobb korrózió veszély ! vezetőképesség [Simens] keresztmetszet [cm2] vezető hossza [cm] ellenállás [Ω] fajlagos vezetőképesség [Simens cm-1]

6 Vasúti felüljárók villamosított vonalakon
Villamos felsővezetékek védelme bottal való érintéstől, vizelettől (elektrolit !!!)

7 Különböző típusú elektrolitok vezetőképessége
Elektrolitok vizes oldatainak fajlagos vezetése a koncentráció függvényében Erős savak a legjobb vezetők, mert a H+ ionok mozognak leggyorsabban A második leggyorsabban mozgó ion az OH- ion A gyenge savak a kis disszociáció miatt nem érik el az erős savak κ értékét Sók anionjai és kationjai a legkevésbé mozgékonyak A maximum azért alakul ki, mert nagy koncentrációknál visszaszorul a disszociáció

8 Galvánelem, mint az elektrokémiai korrózió megjelenési formája
Az egyik leggyakoribb korrózió az elektrokémiai korrózió, amely minden esetben galvánelem képződésére vezethető vissza. Cl - Klasszikus galvánelem Korróziós galvánelem

9 Standard elektródpotenciál
Az anód és a katód közötti elektronáramlást a két hely közötti szabadentalpia különbség, más szóval potenciál különbség (feszültség különbség) okozza. A potenciál különbség az anód és katód egyedi (abszolút) elektród- potenciáljainak különbségéből adódik. Az abszolút elektródpotenciál nem ismeretes, ezért használjuk a standard körülmények között mérhető, standard hidrogén elektródhoz viszonyított potenciált, amelyek táblázatos gyűjteményét a fémek (elektródfolyamatok) standard elektródpotenciáljainak nevezünk. Standard körülmények T = 25 °C, p = 1 atm ionkoncentráció = 1 [mol/dm3] A táblázatban az elektródfolyamatokat mindig redukciós irányban írjuk fel.

10 Standard elektródpotenciál táblázat használata
Két egyesített félcella reakció közül mindig a pozitívabb potenciálú játszódik le redukciós irányba (ahogy a táblázatban szerepel) és megfordítja a nálánál negatívabb potenciálú reakciót oxidációs irányba. A fluór minden fémet megtámad. A klór csak az aranyat nem támadja meg. A vízben oldott oxigén még semleges közegben is számos fémet korrodál. A H+ ion nem bántja az aranyat, ezüstöt, rezet, de oldja a vasat, cinket, alumíniumot. Két fém érintkezésekor várhatóan a negatívabb potenciálú fém korrodál. + 0,4

11 Szabadentalpia és a cellapotenciál kapcsolata
Elektromos munka: Welektromos = Ecella * n * F n: áramló elektronok mólszáma F: Faraday-állandó Reverzibilis működéskor a galvánelem feszültsége maximális, a végzett munka is maximális (Wmax) Wmax = Ecella * n * F Elektromos energia teljes mértékben átalakítható más energiává. Wmax a szabadentalpia-változás mértéke - ΔG = Wmax = Ecella * n * F (-) , mert a rendszer végez munkát Standard állapotra: - ΔG0 = E0 cella * n * F

12 Elektródpotenciál nem standard állapotban
Az elektródpotenciált befolyásoló félcella reakció egyensúlyi folyamat eredménye, tehát érvényes ΔG0 = - RTlnK Nem egyensúlyi állapotban: ΔG = - RTln(K/Q) Q: a korábban ismert reakcióhányados Legyen t = 25 °C T=298 K ΔG = ΔG0 + RTlnQ - Ecella *nF = - E0cella * nF + RTlnQ / -nF E = E0 – (RT/nF) * lnQ Nernst egyenlet

13 Nernst egyenlet fém elektródra
Fémn+ + ne- Fém E = E0 – (RT/nF) * lnQ Nernst egyenlet Tiszta fém aktivitása = 1 [Fém] E = E0 – (RT/nF) * ln [Fémn+] E = E0 + (RT/nF) * ln [Fém n+ ] Tizes alapú logaritmusra áttérve: 2,3*R*298/96500 = 0,059 E = E0 + (0,059/n) * lg [Fém n+ ]

14 Koncentrációs elem cellafeszültsége
Ugyanaz a fém de eltérő ionkoncentrációjú oldataiban Híg oldat félcellapotenciálja: Ehíg = E0 + (RT/nF) * ln [híg ] Tömény oldat félcellapotenciálja: Etömény = E0 + (RT/nF) * ln [tömény ] Cellapotenciál: mindig a pozitívabból vonjuk ki a negatívabbat (a cellapotenciál csak pozitív lehet) E tömény > E híg Ecella = E0 + (RT/nF) * ln [tömény ] – E0 – (RT/nF) * [híg] [tömény] Ecella = (RT/nF) * ln [híg]

15 Koncentrációs elem Az áramtermelés csak addig tart, amíg a koncentrációk kiegyenlítődnek.

16

17 Mi történik, ha nincs membrán ?
Ha nincs szétválasztva membránnal az oldat a réz ion a vason fog közvetlenül leválni ! Nincs áram termelés ! Fe e- = Fe E0 = - 0,44 V Cu e- = Cu E0 = + 0,34 V Mindig a pozitívabb potenciálú reakció játszódik le redukciós irányba és megfordítja A nálánál negatívabb potenciálú reakciót oxidációs irányba.

18 Miért nem lehet tölteni a galvánelemet ?
Cl - A töltésnél egyéb mellékreakciók is lejátszódnak !

19 Ólomakkumulátor Negatív elektródon PbSO4+ 2e- Pb + SO42-
töltés PbSO4+ 2e Pb + SO42- kisütés Pozitív elektródon töltés PbSO H2O PbO2 + 4H+ + SO e- kisütés

20 Tüzelőanyagelem e - - + e -

21 Forrás: Áramforrások, tüzelőanyagcellák Inzelt György ELTE

22 Lítium akkumulátor Feszültség [V] ciklus szám önkisülés [%/hó] energiasűrűség [Wh/kg] hatásfok [%] Ólom , Lítium ion , ,9

23 Számítási gyakorlatok

24 Reakcióirány meghatározása az elektród- potenciál táblázatból
Határozzuk meg, hogy milyen folyamat játszódik le, ha vaslemezt 1,0 mol/dm3-es rézionokat (Cu 2+ ) ionokat tartalmazó 25 °C-os vizes oldatba merítünk ! A megadott koncentráció és hőmérséklet miatt használható a standard elektródpotenciál táblázat. A két félcella reakció a táblázatból: 1. Cu e- = Cu E0 = + 0,34 V 2. Fe e- = Fe E0 = - 0,44 V Az 1. reakció elektródpotenciálja pozitívabb a 2.-nál, tehát a pozitívabb potenciálú félcella reakció redukciós irányba, Cu e- = Cu A negatívabb oxidációs irányba játszódik le. Fe = Fe e- Tehát az ilyen rendszerben a vas oldódik és a lemezre fémréz válik ki.

25 2. Standard cellafeszültség számítása
Számítsuk ki a standard ezüst és kadmium elektródból készített galvánelem cellafeszültségét ! A félcella reakciók a táblázatból : Ez a pozitívabb ez játszódik le redukciós irányba (elektronfelvétel) Ag+ + e- = Ag E0 = + 0,8 V Cd e- = Cd E0 = - 0,4 V Ez megfordul, és oxidációs irányba játszódik le (elektronleadás) Katódreakció (redukció): Ag e- = 2 Ag E0 = + 0,8 V Anódreakció (oxidáció) : Cd = Cd e E0 = + 0,4 V Bruttóreakció : Ag + + Cd = Cd Ag E0cella = + 1,2 V

26 3. Elektródpotenciál számítása nem standard állapotban
Mekkora a potenciálja annak az elektródnak, amelynek környezetében a cinkion koncentrációja 0,01 mol/dm3 ? T = 298 K (Faraday állandó: As/mol, az elektron szám változást konstansnak tekintjük.) táblázatból : Zn e- = Zn E0 = - 0,76 V A Nernst egyenletet felírva: Tiszta fém aktivitása = 1 [Zn] RT E = E° - ln nF [Zn2+] RT E = E° + ln [Zn2+] nF A folyamatban az elektronszám változás 2, így n = 2 R*298 E = - 0,76 + ln [0,01] R = 8,3 Joule / (mol * K) 2*96500 Tizes alapú logaritmusra áttérve 2,3 * 8,3 * 298 / = 0,059 0,059 E = - 0,76 + lg [0,01] = - 0,819 Volt ≈ - 0,82 Volt 2

27 4. Koncentrációs elem cellafeszültsége
Számítsuk ki egy olyan galvánelemnek a cellafeszültségét, amelyben cinkelektródok helyezkednek el 0,010 mol/dm3 és 0,50 mol/dm3 cinkion tartalmú oldatban ! T = 298 K, R = 8,3 Joule/ mol K táblázatból : Zn e- = Zn E0 = - 0,76 V 1. Félcella potenciálja ( c = 0,01 mol/dm3) 2. Félcella potenciálja ( c = 0,5 mol/dm3) 0,059 0,059 E1 = - 0,76 + lg [0,01] = - 0,82 volt E2 = - 0,76 + lg [0,5] = - 0,77 volt 2 2 A két félcella potenciálját összehasonlítva E2 > E1 , tehát a töményebb oldatban lévő elektródon redukció játszódik le a táblázatban felírt irányban. A negatívabb potenciálú félcellareakció oxidációs irányba fog végbemenni. katódreakció : Zn e - = Zn E2 = - 0,77 volt töményebb oldat anódreakció : Zn = Zn e E1 = - 0,82 volt hígabb oldat bruttóreakció : Zn Zn = Zn Zn Ecella = E2 – E1 = 0,05 volt A bruttóreakció szerint minőségi változás nem történik, csak a hígabb oldat töményedik és a töményebb oldat hígul. A folyamat addig tart, amíg a koncentrációk kiegyenlítődnek.