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)

článek se skládá ze dvou poločlánků: a) měděná elektroda (anoda) 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: K: Zn(s)  Zn2+ (aq) + 2e– redukce A: Cu2+ (aq) 2e–  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 H30 + = 1 mol/dm3 naměřená hodnota je pak standardní elektrodový potenciál =napětí měděné elektrody E(V) standardní elektrodové potenciály jsou uvedeny v tabulkách

Li K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Ti Zn Cr Fe Sn Pb H2 Bi Cu Ag Hg Pt Au 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 H2 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 + H2SO4 → H2 + Na2SO4 2 Na + 2H2O → H2 + 2 NaOH (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 CuO + H2 → Cu + H2O

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 + ZnSO4 → Zn + Na2SO4 Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4

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) + PbO2(s) + 3 H+(aq) + HSO4–(aq) = PbSO4(s) + 2 H2O 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 Cu2+ → Cu je z = 2, pro Ag+ → Ag je z = 1).