Redoxn oxidan redukn reakce reakce kdy si reaktanty

Redoxní (oxidačně redukční) reakce • reakce, kdy si reaktanty předávají elektrony • reaktant, který ztrácí elektrony a oxidační číslo u jeho atomu roste se oxiduje a reaktant, který elektrony přijímá a oxidační číslo u jeho atomu klesá se redukuje • počet elektronů vyměněných při oxidaci a redukci reaktantů musí být shodný • redukci vyvolává redukční činidlo, oxidaci vyvolává oxidační činidlo

• zvláštním typem redoxních reakcí jsou redoxní reakce probíhající: • a) např. v bateriích v mobilech, fotoaparátech, kalkulačkách, hodinkách, akumulátorech v automobilech (baterie je soustava článků viz dále) • b) v elektrolýzerech v rámci průmyslových výrob látek

a)

a)

a)

a) Daniellův článek – v současné době se už jako zdroj el. proudu nepoužívá • článek se skládá ze dvou poločlánků: a) měděná elektroda (anoda) b) zinková elektroda (katoda) • • obě elektrody jsou ponořeny do elektrolytu: vodný roztok síranu měďnatého a síranu zinečnatého tyto elektrolyty obsahují volné zinečnaté, měďnaté kationty a síranové anionty

• elektrody jsou připojeny k voltmetru • elektrody jsou spojeny solným můstkem – trubice naplněná nereaktivním elektrolytem, zajišťuje přenos el. náboje

Proč je zinková katoda záporně nabitá a měděná anoda kladně nabitá? – na povrchu měděné elektrody se shromažďují měďnaté kationty z roztoku síranu měďnatého – elektroda se proto nabíjí kladně, okolní roztok (elektrolyt) se nabíjí záporně – z povrchu zinkové elektrody se naopak uvolňují zinečnaté kationty do roztoku síranu zinečnatého – elektroda se proto nabíjí záporně a okolní roztok (elektrolyt) kladně

zinková elektroda

měděná elektroda

• na zinkové elektrodě probíhá oxidace a na měděné elektrodě redukce: • oxidace K: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e– • redukce A: Cu 2+ (aq) 2 e– Cu(s) • článek se díky oxidaci a redukci, která probíhá na elektrodách se stává zdrojem el. proudu

• měděná anoda a zinková elektroda má určité napětí – elektrodový potenciál • změříme ho tehdy, sestavíme – li článek z např. měděné elektrody a vodíkové elektrody – její elektrodový potenciál = napětí je roven nule • vodíková elektroda – platinový plíšek, pokrytý platinovou černí a sycený plynným vodíkem, vodíková elektroda je ponořena do elektrolytu (HCl o známé koncentraci H 30 + = 1 mol/dm 3 • naměřená hodnota je pak standardní elektrodový potenciál =napětí měděné elektrody E (V) • standardní elektrodové potenciály jsou uvedeny v tabulkách

Beketovova řada kovů • Beketovova řada kovů řadí kovy dle hodnot jejich standardního elektrodového potenciálu • Li K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Ti Zn Cr Fe Sn Pb H 2 Bi Cu Ag Hg Pt Au • výhradní postavení v Beketovově řadě kovů má vodík – napravo od něj se nacházejí kovy ušlechtilé (elektronegativní) a nalevo od vodíku kovy neušlechtilé (elektropozitivní)

využití Beketovovy řady • kov stojící před vodíkem, tj. od vodíku nalevo, je schopen redukovat vodík v kyselinách a sám sebe zoxidovat • 2 Na + H 2 SO 4 → H 2 + Na 2 SO 4 • 2 Na + 2 H 2 O → H 2 + 2 Na. OH • (kovy stojící daleko před vodíkem jsou schopny zredukovat vodík dokonce i z vody • kov, který stojí od vodíku napravo, tedy za vodíkem, je schopný zoxidovat vodík a sám sebe redukovat • Cu. O + H 2 → Cu + H 2 O

• kov stojící vlevo dokáže kov stojící vpravo redukovat a sám se tím pádem oxidovat, a naopak – kov, který stojí napravo je schopný kov stojící vlevo zoxidovat a sám se redukuje • 2 Na + Zn. SO 4 → Zn + Na 2 SO 4 • Zn + Cu. SO 4 → Cu + Zn. SO 4

1. primární články – nevratné, nedají se znovu nabít • do primárních článků se dávají elektroaktivní látky již při výrobě • po jejich spotřebování nevratnou chemickou reakcí (po vybití článku) již nelze funkci článku obnovit

2. sekundární články – vratné, dají se znovu nabít, např. akumulátory • u sekundárních článků se elektroaktivní látka v článku vytváří elektrolýzou při jeho nabíjení • při vybíjení se elektroaktivní látka opět spotřebovává • článková reakce je vratná

• • • akumulátor katodou je elektroda olověná, pokrytá oxidem olovičitým anodou je čisté olovo elektrolytem je vodný roztok kyseliny sírové výslednou článkovou reakci při vybíjení lze vystihnout rovnicí: • Pb(s) + Pb. O 2(s) + 3 H+(aq) + HSO 4–(aq) = Pb. SO 4(s) + 2 H 2 O • vedle olověného akumulátoru jsou používány akumulátory nikl-kadmiové a alkalické, které jsou lehčí a méně provozně choulostivé • mají však nižší napětí

b) elektrolýza • ponoříme-li dvě elektrody do vodného roztoku elektrolytu a připojíme – li je ke zdroji el. proudu dochází na nich k redoxní reakci • tento děj se nazývá elektrolýza • je to významný postup, kterým se vyrábí mnoho látek – uvést konkrétní příklady elektrolýz včetně schematických nákresů)

• používá se při elektrolytické výrobě kovů z tavenin (alkalické kovy, hořčík, hliník) • elektrolytickém čištění kovů (rafinace surové mědi) • pokovování (chromování, stříbření, zlacení, mědění) za účelem protikorozní ochrany • při výrobě chloru, hydroxidu sodného a vodíku elektrolýzou solanky apod.

Faradayovy zákony elektrolýzy 1. Faradayův zákon • Hmotnost látky vyloučené na elektrodě závisí přímo úměrně na elektrickém proudu, procházejícím elektrolytem, a na čase, po který elektrický proud procházel. m = A. I. t • kde m je hmotnost vyloučené látky, A je elektrochemický ekvivalent látky, I je elektrický proud, t je čas nebo též m = A. Q, • kde Q je elektrický náboj prošlý elektrolytem.

2. Faradayův zákon • Látková množství vyloučená stejným nábojem jsou pro všechny látky chemicky ekvivalentní, neboli elektrochemický ekvivalent A závisí přímo úměrně na molární hmotnosti látky. • kde F je Faradayova konstanta F = 9, 6485× 104 C. mol− 1 a z je počet elektronů, které jsou potřeba při vyloučení jedné molekuly (např. pro Cu 2+ → Cu je z = 2, pro Ag+ → Ag je z = 1).