Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

RZ - 20.6.2006 1. Oxidace a redukce 2. Elektrolýza 4. Redoxní vlastnosti kovů a nekovů 5. Galvanické články, akumulátor 6. Koroze 7. Konec 3. Užití elektrolýzy.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "RZ - 20.6.2006 1. Oxidace a redukce 2. Elektrolýza 4. Redoxní vlastnosti kovů a nekovů 5. Galvanické články, akumulátor 6. Koroze 7. Konec 3. Užití elektrolýzy."— Transkript prezentace:

1

2 RZ

3 1. Oxidace a redukce 2. Elektrolýza 4. Redoxní vlastnosti kovů a nekovů 5. Galvanické články, akumulátor 6. Koroze 7. Konec 3. Užití elektrolýzy

4 1. Oxidace a redukce Chemické děje, při kterých se mění oxidační číslo prvku 2 Na + Cl 2  2 Na Cl 00+1 Samostatný 0 Samostatný prvek má vždy oxidační číslo 0 Ostatní prvky Ostatní prvky ve sloučeninách mají oxidační čísla jako při tvorbě názvu

5 O  O Redukce = snížení oxidačního čísla Oxidace = zvýšení oxidačního čísla H  H Příklad Vypiš oxidaci a redukci jednotlivých prvků (probíhají pouze společně!) H 2 + O 2  H 2 O 0 0 +I-II 0 +I -II 0 · 2· 2 · 1· e + 2 e 2H 2 + O 2  2H 2 O

6 Příklad Oxidace a redukce probíhají pouze společně!!!

7 N  N H  H Příklad Vypiš oxidaci a redukci jednotlivých prvků (probíhají pouze společně!) N 2 + H 2  N H 3 00-III+I 0 -III e + 3 e Redukce Oxidace Rozdíl mezi oxidačním číslem levé a pravé strany je počtem elektronů 3N 2 + H 2  2NH 3

8 Příklad 1.Na + Cl 2  NaCl 2.Ca + H 2 O  Ca(OH) 2 + H2H2 3.Mg + HCl  MgCl 2 + H2H2 4.N 2 + O2 O2  N2O3N2O3 5.Cu + HNO 3  Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H2OH2O

9 Příklad - výsledky 1. 2 Na + Cl 2  2 NaCl 2.Ca + 2 H 2 O  Ca(OH) 2 + H 2 3.Mg + 2 HCl  MgCl 2 + H 2 O: Na 0 - 1e  Na +I R: Cl e  Cl -I O: Ca 0 - 2e  Ca +II R: H +I + 1 e  H 0 O: Mg 0 - 2e  Mg +II R: H +I + 1 e  H 0

10 Příklad - výsledky 4.2 N O 2  2 N 2 O 3 5.Cu + 4 HNO 3  Cu(NO 3 ) NO H 2 O O: N e  N +III R: O e  O -II O: Cu 0 - 2e  Cu +II R: N +V + 1 e  N +IV

11 2. Elektrolýza = redoxní reakce probíhající při průchodu proudu roztokem nebo taveninou Podmínkou elektrické vodivosti je přítomnost volně pohyblivých iontů (taveniny solí a jejich roztoky)

12 Elektrody: 1.Kladná = anoda (přitahuje anionty = záporné částice) 2.Záporná = katoda (přitahuje kationty = kladné částice) akumulátor

13 katoda anoda kationty anionty elektrolyt

14 CuCl 2 Cu +II Cl -I Cl 2 Cu Působením proudu dojde k rozdělení CuCl 2 na ionty

15 3. Užití elektrolýzy Využívaná při výrobách některých: Kovů (Na, K, Mg, Al, Cu) Nekovů (H, O, Cl) Sloučenin (HCl, NaOH, KOH) Pokovování povrchu

16 Roztok solanky (roztok soli NaCl) Výroba vodíku, chloru NaClNa + Cl - H2OH2OH+H+ OH Cl - anoda katoda - 2 e - Cl 2 2 H e - H2H2

17 tavenina bauxitu (Al 2 O 3 ) Výroba hliníku Galvanické pokovování Postup, při kterém se vylučují kovy na záporné elektrodě = předmět k pokovení: Poměďování Pozinkování (popelnice, okapy,…) Niklování (jehly, levné šperky, některé nástroje,…) Chromování (nárazníky do aut, lékařské nástroje,…)

18 4. Redoxní vlastnosti kovů Některé kovy reagují s kyselinami ochotně, jiné méně a některé vůbec Z toho lze vyvodit jejich elektrochemickou řadu: Na – Mg – Al – Zn – Fe – Pb – H – Cu – Ag – Au – Pt

19 Z elektrochemické řady vyplývá: Na – Mg – Al – Zn – Fe – Pb – H – Cu – Ag – Au – Pt Mg bude reagovat ochotněji než za ním stojící Fe Pokud bude sloučenina obsahovat Fe a přidáme Mg, pak jej Mg nahradí Fe SO 4 + Mg  MgSO 4 + Fe

20 ušlechtilé 1.Prvky za vodíkem se nazývají ušlechtilé 2.Reagují pouze za vyjímečných podmínek 3.Reagují pouze s některými látkami

21 1.Mg + CuSO 4  …. 2.Fe + H 2 SO 4  …. 3.Cu + H 2 SO 4  …. 4.Zn + FeSO 4  …. 5.Ag + FeSO 4  …. Příklady: Urči, zda dojde k reakci a co vznikne: Cu + Mg SO 4 H 2 + Fe SO 4 ne Fe + Zn SO 4 ne

22 5. Galvanické články, akumulátor = zařízení, ze kterých je možno během redoxních reakcí přímo získávat elektrickou energii Mají též název elektrochemické články Druhy: 1.Suchý článek = „baterka“ 2.Akumulátor = „autobaterie“

23 Suchý článek (monočlánek):

24 Plochá baterie:

25 Olověný akumulátor: H 2 SO 4 Hnědý PbO 2 Houbovité Pb anoda katoda Možno znovu nabít Obsahuje několik dvojic elektrod náplň Stav nabití: = Hustota H 2 SO 4

26 6. Koroze Některé děje probíhající samovolně na vzduchu Známy jako zvláštní druh: rozpadání železa = rezavění Na povrchu většiny kovů se tvoří alespoň malá vrstvička oxidu příslušného kovu působením okolního prostředí.

27 Koroze = chemické děje, při kterých působením látek z okolního prostředí dochází k vzniku látek s nežádoucími vlastnostmi. Dochází k narušení povrchu materiálů.

28 Ochrana před korozí: 1.Olejování 2.Mazání 3.Galvanizace = pokovování (Ni, Zn, Cu, Au, Ag, …) 4.Nátěry 5.Smaltování

29 K*O*N*E*C


Stáhnout ppt "RZ - 20.6.2006 1. Oxidace a redukce 2. Elektrolýza 4. Redoxní vlastnosti kovů a nekovů 5. Galvanické články, akumulátor 6. Koroze 7. Konec 3. Užití elektrolýzy."

Podobné prezentace


Reklamy Google