Elektrický proud v kapalinách a plynech

Elektrolyty elektrolyty – kapalné látky vedoucí elektrický proud (vodné roztoky, kyseliny, zásady) vodivost elektrolytu způsobují kladné a záporné ionty (kationty a anionty) ionty K+, OH-, Cl- nesou jeden elementární náboj, H+ nemůže sám existovat proto tvoří oxoniový ion

Elektrolytická disociace  chemický děj, při němž polární molekuly rozpouštědla buď štěpí chemické vazby molekul či krystalů rozpouštěné látky nebo naopak jsou štěpeny molekulami elektrolytu, přičemž vzniká roztok obsahující volně pohyblivé ionty Př.

Rozdělení elektrolytů Silné elektrolyty – jsou v roztoku o libovolné koncentraci úplně disociované na ionty (soli anorganických kyselin a soli organických kyselin, hydroxidy a silné kyseliny) Slabé elektrolyty – jsou v roztoku přítomny částečně ve formě svých nedisociovaných molekul a solvatovaných iontů

Vodivost látek Je podmíněna existencí volně pohyblivých iontů – iontová vodivost Elektrický proud v elektrolytu je spojen s přenosem iontů směrem k elektrodám Anoda – kladná elektroda Katoda – záporná elektroda

Definice elektrody Podle Faradaye: Elektroda = vodič I.třídy, kterým je do vodiče II. třídy přiváděn nebo z vodiče II. třídy odváděn elektrický náboj Přesnější definice Elektroda = heterogenní elektrochemický systém skládající se alespoň ze dvou fází, z nichž jednu tvoří vodič I. třídy a druhou vodič II. třídy

Elektrodový děj = oxidačně – redukční reakce, při níž spolu reagují složky dvou různých fází Př. Ag+(roztok) + e-(kov) Ag(kov)

Elektrolýza Děj při kterém dochází vlivem stejnosměrného elektrického proudu k vylučování látek na elektrodách Anoda – oxidace Katoda - redukce

Elektrolýza

Elektrolýza solanky Roztok NaCl

Elektrolýza solanky Katoda Na katodě přijmou kationty sodíku (Na+) jeden elektron. Reagují s vodou za vzniku hydroxidu sodného (NaOH) a vodíku (H 2). 2 Na ++ 2 H2O + 2e- ---› 2 NaOH + H 2 Anoda Anionty chloru odevzdají anodě jeden elektron. Vzniklé molekuly chloru (Cl 2) unikají z elektrolytu ve formě drobných bublinek. 2 Cl - ---› Cl 2 + 2e- Na katodě je vylučován vodík (H 2) a na anodě chlór (Cl 2).

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 m ……… hmotnost vyloučené látky A ………. elektrochemický ekvivalent látky I ………. elektrický proud t ……….. čas nebo též m = A.Q, Q …… 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. Mm …….Molární hmotnost iontu F …… Faradayova konstanta F = 9,6481×104 C.mol−1 z …… počet elektronů, které jsou potřeba při vyloučení jedné molekuly (např. pro Cu2+ → Cu je z = 2, pro Ag+ → Ag je z = 1).

Využití elektrolýzy Rozklad různých chemických látek Elektrometalurgie - výroba čistých kovů (hliník) Elektrolytické čištění kovů - rafinace (měď, zinek, nikl) Galvanické pokovování (chromování, niklování, zlacení) - pokrývání předmětů vrstvou kovu Galvanoplastika - kovové obtisky předmětů, např. pro výrobu odlévacích forem Galvanické leptání - kovová elektroda se v některých místech pokryje nevodivou vrstvou, nepokrytá část se průchodem proudu elektrolytem vyleptá Polarografie - určování chemického složení látky pomocí změn elektrického proudu procházejícího roztokem zkoumané látky Akumulátory - nabíjení chemického zdroje elektrického napětí průchodem elektrického proudu

Chemické zdroje napětí Galvanický článek je zdroj elektrického napětí tvořený dvěma elektrodami z různých kovů ve styku s vhodným elektrolytem. Dochází v něm k přeměně chemické energie na elektrickou energii. Příklad: elektrody: měď a zinek elektrolyt: zředěný roztok kyseliny sírové

Dělení chemických zdrojů napětí Primární články - ireverzibilní při odběru v nich probíhají elektrodové děje, které definitivně znehodnocují výchozí chemické látky Sekundární články – reverzibilní - akumulátory Po vybití je lze regenerovat elektrolýzou provedenou pomocí vnějšího zdroje stejnosměrného napětí Palivové články Látky vstupující do elektrodových reakcí jsou do článků přiváděny kontinuálně, přičemž jedna se redukuje na katodě a druhá se oxiduje na anodě

Leclancheův článek Napětí 1,5V – primární článek Anoda: zinková amalgámová Katoda: grafitová + burel (MnO2) Elektrolyt: 26%ní NH4Cl + 9%ní ZnCl2, ztužený škrobem Katodový děj: Anodový děj

Alkalický článek Má delší životnost. Baterie se skládá z ocelového válce, který je na obou koncích uzavřen destičkou z niklu. Katoda směs MnO2 + grafit Anoda práškový zinek (eldy jsou oddělené membránou) Elektrolyt roztok KOH v gelu Elektrodové děje: Zn(s) + 2 OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2 e- 2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e- → Mn2O3(s) + 2 OH-(aq) Celková rovnice: Zn(s) + 2 MnO2 + H2O → Zn(OH)2(s) + Mn2O3(s)

Olověný akumulátor Sekundární článek Složení: Katodový děj: Anodový děj:

Palivové články Elektrolýzu využívá i palivový kyslíkovodíkový článek. Skládá ze dvou elektrod z pórovitého materiálu, mezi nimž je elektrolyt. K vnějším stěnám elektrod je pod tlakem přiváděn plynný vodík a kyslík. V pórech kyslíkové elektrody vznikají reakcí kyslíku a vody aniony OH-, které přecházejí do elektrolytu. V pórech elektrody se ionizují molekuly vodíku na kationy H+, které přecházejí do elektrolytu a reagují s OH- za vzniku vody. Na vodíkové elektrodě přebývá jeden záporný elektron. Jestliže obě elektrody vodivě  spojíme, získáme zdroj elektrické proudu. Výhodou palivového článku je, že se nevybíjí podobně jako galvanický článek nebo akumulátor, má až 80 % účinnost.

Kyslíkovodíkový palivový článek

Kyslíkovodíkový palivový článek Elektrodové děje: Anoda: Oxidace / odevzdání elektronu Katoda: 2.krok Redukce / přijetí elektronu Souhrnná rovnice

Výboje v plynech Plyny jsou za normálních podmínek izolanty – jsou tvořeny elektricky neutrálními molekulami. Aby se plyn stal vodičem musí obsahovat volné částice s nábojem a nacházet se v elektrickém poli. Toho lze dosáhnout výbojem v plynech.

Ionizace plynu = děj, při kterém vznikají kationty, anionty a volné elektrony Příčina ionizace: vysoká teplota, působení UV záření, působení radioaktivního záření apod. Energie potřebná k rozštěpení molekuly se nazývá ionizační energie – udává se obvykle v elektronvoltech (1 eV = 1,6  10–19 J).

Ionizace plynu Současně s ionizací probíhá v plynu i opačný děj, zvaný rekombinace. Nesouhlasně nabité částice se přitahují a vytvářejí opět neutrální molekuly.

Druhy výbojů v plynech Výboj může být: nesamostatný – el. proud prochází pouze za přítomnosti ionizátoru; přestane-li ionizátor působit, převládne rekombinace nad ionizací a výboj ustává samostatný – nezávislý na vnějším ionizátoru; pokud přestane ionizátor působit, vznikají ionty samovolně

Využití výbojů v plynech obloukový výboj: charakteristické je nízké napětí a velmi vysoký proud, uvolňuje se množství el. energie + ultrafialové světlo; využití: el. svařování jiskrový výboj: trvá velmi krátkou dobu, vzniká při nižším napětí, ale při malé vzdálenosti elektrod, př. blesk – vzniká mezi opačně nabitými mraky nebo mezi mrakem a zemí, k ochraně před ničivými účinky blesku slouží bleskosvod (= kovová tyč vodivě spojená se zemí, Prokop Diviš); využití: svíčka v motoru koróna: vzniká v nehomogenním el. poli okolo hran, hrotů, tenkých vodičů s vysokým potenciálem, dosáhne-li intenzita el. pole hodnoty potřebné k ionizaci molekul v okolí vodiče – př. koróna způsobuje ztráty na vedeních vysokého napětí za sníženého tlaku        doutnavý výboj: probíhá ve výbojce (= skleněná baňka při nízkém tlaku naplněná nějakým plynem), projevuje se svícením, má poměrně nízké napětí a nízký proud, nespotřebovává velké množství el. Energie využití: výbojky: nízkotlaké – zářivková trubice, veřejné osvětlení vysokotlaké – promítací přístroj, osvětlovací technika