Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

A CIDOBAZICKÉ A OXIDAČNĚ - REDUKČNÍ REAKCE Elektrochemické procesy.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "A CIDOBAZICKÉ A OXIDAČNĚ - REDUKČNÍ REAKCE Elektrochemické procesy."— Transkript prezentace:

1 A CIDOBAZICKÉ A OXIDAČNĚ - REDUKČNÍ REAKCE Elektrochemické procesy

2 E LEKTROLYTICKÁ DISOCIACE  Elektrolyty: Základní pojmy:  Elektrolytická disociace: Vlastní proces rozkladu elektrolytů a vzniku iontů.  Látky, které po rozpuštění v polárním rozpouštědle rozkládají na volně pohyblivé ionty.  Jsou to látky iontové nebo látky molekulové s polárními vazbami.  Díky obsahu iontů jsou jejich roztoky elektricky vodivé.  Patří k nim silné kyseliny, silné zásady a rozpustné soli.

3  Disociační konstanta (K d ): Rovnovážná konstanta mezi disociovanými ionty a nedisociovanými molekulami. Je mírou síly elektrolytu. Např. pro reakci: KCl = K + + Cl - Silné elektrolyty (K d >10 4 )  Zcela disociovány, v roztoku nejsou nedisociované molekuly.  Patří k nim iontové látky, především rozpustné soli. Slabé elektrolyty (K d = ) Disociovány jen částečně, obsahují i nedisociované molekuly. Náleží k nim slabé kyseliny a zásady (NH 4 OH, H 2 CO 3 …). Neelektrolyty - nedisociují, jejich roztoky jsou nevodivé (uhlovodíky, většina organických sloučenin).

4 A CIDOBAZICKÉ ( PROTOLYTICKÉ ) REAKCE J.N.Brønstedt: Definoval kyselinu jako látku, schopnou ve vodném prostředí odštěpovat vodíkový kation H + (proton). Zásada je naopak látka, která proton přijímá. Podstatou je přenos protonu (H + ) mezi výchozími látkami. kyselina zásada + H + konjugovaný (spřažený) pár Volné vodíkové kationty nejsou schopny samostatné existence. Reakce proto může proběhnout jen za přítomnosti další látky, schopné vázat uvolňované H +.

5 Základní schéma acidobazické reakce pak lze vyjádřit spojením dvou konjugovaných párů: kyselina 1 + zásada 2 = kyselina 2 + zásada 1 Příklad: reakce chlorovodíku s amoniakem HCl + NH 3 = NH Cl - I.konjugovaný pár II.konjugovaný pár I. HCl = Cl - + H + II. NH 3 + H + = NH 4 + Dílčí reakce:

6 Síla kyselin a zásad Kyselost, nebo zásaditost látek lze určovat pouze relativně – tj. porovnáním s určitou látkou, kterou si zvolíme za společný základ. Disociace kyselin a zásad ve vodě: K + H 2 O = H 3 O + + Zdisociace kyseliny disociace zásadyZ + H 2 O = K + OH - Rovnovážné konstanty uvedených reakcí udávají hodnotu konstanty acidity K a, respektive konstanty bazicity K b, a jsou mírou síly kyselin a zásad.

7 Látky amfoterního charakteru (amfolyty) – mohou vystupovat v protolytických reakcích někdy jako kyseliny a někdy jako zásady. Příklad – voda: HCl + H 2 O = H 3 O + + Cl - zásada NH 3 + H 2 O = NH OH - kyselina Amfolyty mohou podléhat tzv. autoprotolýze – acidobazické reakci, v níž jedna molekula se chová jako kyselina a druhá jako zásada. Autoprotolýza vody: H 2 O + H 2 O = H 3 O + + OH - Rovnovážná konstanta reakce:

8 Iontový součin vody: K V = K C.[H 2 O] 2 = [H 3 O + ].[OH - ] Hodnota této konstanty je funkcí teploty. Při 25°C: K V = 1, Platí nejen v čisté vodě, ale i pro součin K a.K b jakéhokoli konjugovaného páru ve vodných roztocích. [H 3 O + ] = [OH - ] = neutrální roztok [H 3 O + ] > [OH - ]; tzn. [H 3 O + ] > [H 3 O + ] < [OH - ]; tzn. [H 3 O + ] < kyselý roztok - zásaditý roztok Pro koncentrace jednotlivých iontů v roztoku tedy platí:

9 S.P.Sörensen (1909) – vodíkový exponent pH pH = -log [H 3 O + ] pH = 7 – neutrální roztok pH < 7 – kyselý roztok pH > 7 – zásaditý roztok zásadité > 7 < 7 např. ( ) ( ) 11 3 prostředí [H 3 O + ] [OH - ] pH pOH kyselé > např. ( ) ( ) 4 10 neutrální = = [H 3 O + ]. [OH - ] = => pH + pOH = 14

10 Acidobazické indikátory Acidobazický charakter roztoků lze orientačně určovat barevnými změnami indikátorů. Jedná se o organická barviva, přidávaná do roztoků v malých množstvích, která reagují na změnu pH barevným přechodem. Každý indikátor mění své zabarvení v určitém rozmezí pH: IndikátorBarevná změnaInterval pH thymolová modř (1.přechod)červená - žlutá1,2 - 2,8 methyloranžčervená - žlutooranžová3,1 - 4,4 methylčerveňčervená - žlutá4,2 - 6,3 lakmusčervená - modrá4,4 - 6,4 thymolová modř (2.přechod)žlutá - modrá8,0 - 9,6 fenolftaleinbezbarvá - červenofialová8,2 - 10,0

11 O XIDAČNĚ - REDUKČNÍ REAKCE  Oxidace – děj při kterém se zvyšuje oxidační číslo prvku. Ox + z.e - = Red Děje při kterých dochází ke změnám oxidačních čísel některých prvků. Příčinou je přenos elektronů mezi reagujícími látkami.  Redukce – děj, při němž se oxidační číslo prvku snižuje. Tyto děje jsou vždy vzájemně spojeny – oxiduje-li se některý z prvků, musí se zároveň jiný prvek redukovat. Ox – oxidovaná forma látky Red – redukovaná forma látky Oxidačně - redukční pár !!!

12 Příklad - spalování síry: Změny oxidačních čísel jednotlivých prvků lze vyjádřit takzvanými elektronovými rovnicemi: S + O 2 = SO 2 I. S 0 - 4e - = S IV II. O e - = 2O II- oxidace redukce Oxidační činidlo – látka, která způsobuje oxidaci jiné látky, přičemž se sama redukuje. Redukční činidlo – látka, která způsobuje redukci jiné látky, přičemž se sama oxiduje. Je zřejmé, že počet elektronů, které uvolní oxidující se látka, musí souhlasit s počtem elektronů, které redukující se látka příjme.

13 Vznik potenciálu elektrody Ustaví-li se rovnováha mezi oxidovanou a redukovanou formou podle rovnice Ox + ze - = Red, soustava se nabije na určitý elektrický potenciál. Je-li tento systém v kontaktu s kovem (elektrickým vodičem), zprostředkovávajícím přívod a odvod elektronů, pak se jedná o elektrodu. Potenciál elektrody nelze přímo měřit. Měří se proto je potenciálový rozdíl vůči tzv. Standardní vodíkové elektrodě. 2H + + 2e - = H 2 Její potenciál je stanoven dohodou: E = 0V

14 Standardní vodíková elektroda plynný H 2 (p = Pa) Pt, čerň a(H + ) =1

15 Hodnota elektrodového potenciálu je určena Petersovou rovnicí: E 0 ox/red - standardní elektrodový potenciál, R- molární plynová konstanta, T- termodynamická teplota, z - počet vyměněných elektronů, F - Faradayova konstanta C.mol -1, a ox, a red – aktivity („aktivní koncentrace“) oxidované a redukované formy látky

16 Elektrochemická řada napětí kovů Seřazení kovů podle vzrůstající hodnoty E 0 ox/red provedl N.N.Beketov (1865). H Cu Ag Hg AuLi Na Mg Al Zn Fe Pb kovy neušlechtilé kovy ušlechtilé -3,04 -2,71 -2,36 -1,68 -0,76 -0,44 -0,13 0 0,34 0,80 0,85 1,42 E 0 ox/red (V) Čím je kov ušlechtilejší, tím slabší je jeho schopnost vystupovat jako redukční činidlo a tím menší bude mít snahu přecházet do roztoku ve formě svých kationtů.

17 č. Ox + z e = RedE 0 (V) 1Na + + e = Na 0 - 2,714 2Al e = Al 0 - 1,660 3Zn e = Zn 0 - 0,763 4Fe e = Fe 0 - 0, H e = H 2 0 0,000 6Cu e = Cu 0 + 0,337 7Ag + + e = Ag 0 + 0,799 8NO H e = NO + 2 H 2 O+ 0,960 9Cr 2 O H e = 2 Cr H 2 O+ 1,330 10Cl e = 2 Cl - + 1,360 11MnO H e = Mn H 2 O+ 1,510 12H 2 O H e = 2 H 2 O+ 1,770 13O H e = O 2 + H 2 O+ 2,070 Standardní elektrodové potenciály při 25°C

18 Neušlechtilé kovy se mohou rozpouštět v neoxidujících kyselinách za vývoje vodíku: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 Kov méně ušlechtilý může vyredukovat ušlechtilejší kov z roztoku: Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu Cu + 2HCl = CuCl 2 + H 2 ANO: NE: ANO: NE:Cu + FeSO 4 = CuSO 4 + Fe Kovy stojící „velmi daleko“ za vodíkem v Beketovově řadě, jej jsou schopny vyredukovat i z vody. ANO: NE: 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 Zn + 2H 2 O = Zn(OH) 2 + H 2

19 Ušlechtilé kovy se rozpouštějí pouze v oxidujících kyselinách - nevzniká vodík (redukuje se aniont kyseliny): 3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O V neoxidující kyselině se ušlechtilý kov může rozpustit v přítomnosti silného oxidačního činidla (vodík při tom však nevzniká): Cu + H 2 O 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O Neušlechtilý kov při rozpouštění v oxidující kyselině reaguje přednostně s jejím aniontem a redukuje jej: 3Zn + 8HNO 3 = 3Zn(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O

20 Elektrochemické procesy Děje, při nichž dochází k vzájemným přeměnám chemické a elektrické energie. I. Chemická energie soustavy se mění na energii elektrickou – galvanický článek. II. Elektrická energie dodaná zvnějšku vyvolá chemickou reakci – elektrolýza. poč.kon. A 212,3 kJ Q 18,8 kJ Q 231,1 kJ ΔU, ΔH CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu Δ H 0 = -231,1 kJ.mol -1

21 Galvanické články  primární- pouze pro jeden pracovní cyklus  sekundární - po vybití lze regenerovat dodáním energie zvenčí  palivové- kontinuální chemické reaktory Vznikají vodivým spojením dvou elektrod (oxidačně-redukčních systémů) prostřednictvím elektrolytů. Realizace elektrolytického spoje – styk dvou elektrolytů přes porézní stěnu (případně prostřednictvím solného můstku).

22 Primární články: Daniellův článek: - + Zn Cu Cu 2+ Zn 2+ e-e- e-e- ZnSO 4 CuSO 4 záporná elektroda voltmetr oxidace: kladná elektroda redukce: Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu Zn = Zn 2+ +2e - Cu 2+ +2e - = Cu Rozdíl potenciálů elektrod – elektromotorické napětí

23 Leclancheův článek (monočlánek) C Zn NH 4 Cl + HCl MnO 2 C + MnO 2 NH 4 Cl Zn Zn NH 4 + = Zn 2+ + H NH 3 2 MnO 2 + H 2 = Mn 2 O 3 + H 2 O – +

24 Sekundární články (akumulátory):  záporná elektroda - olověná deska Olověný akumulátor:  kladná elektroda - olovo pokryté vrstvou PbO 2  elektrolyt - kyselina sírová Celkový průběh reakce: Pb + PbO 2 + 2H 2 SO 4 = 2PbSO 4 + 2H 2 O vybíjení nabíjení Pb + SO 4 2- PbSO 4 (s) + 2e PbO H + + SO e - PbSO 4 (s) + 2 H 2 O

25 Palivové články: Kyslíkovodíkový článek: e-e- e-e- H2H2 - + Elektrolyt KOH (aq) O2O2 H 2 O(g) záporná elektroda: kladná elektroda: 2H OH - = 4H 2 O + 4e - O 2 + 2H 2 O + 4e - = 4OH - 2H 2 + O 2 = 2H 2 O

26 Elektrolýza - elektroda (katoda): je připojena k zápornému pólu zdroje - při procesu k ní putují kationty. + elektroda (anoda): je připojena ke kladnému pólu zdroje - při procesu k ní putují anionty katodická redukce anodická oxidace katoda – + anoda Chemická přeměna látek působením elektrického proudu.

27 Elektrolýza (např. chloridu sodného) může probíhat: a) v roztocích b) v taveninách 2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 na katodě: 2H 3 O + + 2e - = H 2 + 2H 2 O na anodě: 2Cl - - 2e - = Cl 2 2NaCl = 2Na + Cl 2 na katodě: Na + + e - = Na na anodě: Cl - - e - = Cl, s následným 2Cl=Cl 2

28 Pro množství látky, vyloučené při elektrolýze na elektrodách platí: 1. Faradayův zákon: Hmotnosti látek, vyloučených na elektrodách jsou přímo úměrné celkovému elektrickému náboji, který přenesly ionty při elektrolýze. m = A.Q = A.I.  t A…elektrochemický ekvivalent látky – množství látky, které se vyloučí proudem 1A za 1s. F…Faradayova konstanta – náboj, kterým se z roztoku vyloučí 1mol látky s oxidačním číslem =1. M…molární hmotnost látky

29 Využití elektrolýzy:  rozklad různých chemických látek - např. vody, NaCl atd…,  elektrometalurgie - výroba čistých kovů (hliník),  syntéza některých sloučenin - chlorečnanů, chloristanů atd.., NaCl + 3H 2 O NaClO 3 + 3H 2 O napětí 3V napětí 6V 50°C NaClO 3 + 3H 2 NaClO 4 + H 2 - rozklad vody (jejíž vodivost je zvýšená přídavkem KOH) probíhá v diafragmovém elektrolyzéru s ocelovými elektrodami katoda: anoda: 2H + + 2e - = H 2 2OH - - 2e - = H 2 O + 1/2O 2

30  galvanické pokovování (chromování, niklování, zlacení) - pokrývání kovových předmětů ochrannou vrstvou jiných kovů,  galvanické leptání - kovová elektroda se v některých místech pokryje nevodivou vrstvou, nepokrytá část se působením elektrolytu vyleptá.  elektrolytické čištění kovů - rafinace (Cu, Zn, Ni), + - surová měďčistá měď (99,9%) anodové kaly H 2 SO 4 (aq) Cu 2 +


Stáhnout ppt "A CIDOBAZICKÉ A OXIDAČNĚ - REDUKČNÍ REAKCE Elektrochemické procesy."

Podobné prezentace


Reklamy Google