Elektrochemia, Prezentacje z Elektrochemia

Pobierz Elektrochemia i więcej Prezentacje w PDF z Elektrochemia tylko na Docsity! 1 Elektrochemia Jak pozyskać energię z reakcji redoksowych? 2 Ogniwo galwaniczne to urządzenie, w którym wytwarzany jest prąd elektryczny – strumień elektronów w przewodniku – dzięki przebiegowi samorzutnej reakcji chemicznej. Składa się z dwóch elektrod, czyli metalicznych przewodników, które pozostają w kontakcie z elektrolitem, czyli przewodnikiem jonowym. Ogniwa galwaniczne 5 Ogniwa galwaniczne MnO4 − Η+ Fe2+ KMnO4 H2SO4 FeSO4 redukcja utlenianie (-) (+) e aniony Jak zbudować ogniwo? kationy 6 Ogniwa galwaniczne Co to jest siła elektromotoryczna ogniwa (SEM)? kato d a kato d aan o d a an o d a elektrony utlenianiel i i redukcja Siła elektromotoryczna ogniwa (napięcie ogniwa), SEM, jest miarą zdolności reakcji ogniwa do spowodowania przepływu elektronów przez obwód 7 Ogniwa galwaniczne redukcja: Cu2+ + 2e− → Cu utlenianie: Zn → Zn2+ + 2e− Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ Elektrochemia_ogniwo.MOV Oznaczenia Zn(s)|Zn2+ (aq) oraz Cu2+(aq)| Cu(s) substrat produkt zetknięcie faz Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s) ogniwo Daniella zapis ogniwa 10 H+(aq)|H2(g)|Pt(s) Jeśli działa jako katoda – redukują się jony H+ Pt (s)|H2(g)|H+ (aq) Ogniwa galwaniczne elektroda wodorowa Jeśli działa jako anoda – H2 zostaje utlenione 1 mol/dm3 HCl H+ pH2 = 1013 hPa EH2 = O V Jak obliczyć napięcie ogniwa? 11 Ogniwa galwaniczne utlenianie: Zn → Zn2+ + 2e− Jak obliczyć napięcie ogniwa? potencjały standardowe półogniw 17_363 e– e– e– e– Zn 2+ SO4 2– Zn( s) 1.0 M Anoda 1.0 M Katoda H+ Cl- Pt s) H2 0.76 redukcja: 2H+ + 2e− → H2 2H+ + Zn → H2 + Zn2+ VVV EEESEM ooo ZnZnHH 76.0076.0 2 2 += +=∆= +→→+ 12 Ogniwa galwaniczne Jak obliczyć napięcie ogniwa? potencjały standardowe półogniw 17_363 e– e– e– e– Anoda 1.0 M Katoda H+ Cl- Pts H2 0.34utlenianie: H2→ 2H+ + 2e H2 + Cu2+ → 2H+ + Cu VVV EEESEM ooo HHCuCu 034.034.0 2 2 += +=∆= +→→+ Cu (s) Cu2+ SO4 2- 1.0 M redukcja: Cu2+ + 2e− → Cu 15 Ogniwa galwaniczne Jak obliczyć napięcie ogniwa? potencjały standardowe półogniw jedna z reakcji musi być odwrócona – zmiana znaku Eo bilans elektronów nie zmienia wartości Eo SEM>0 EӨ > 0 metal szlachetny EӨ < 0 metal zwykły EӨ = 0 standardowa elektroda wodorowa 16 Ogniwa galwaniczne Jak obliczyć napięcie ogniwa? Przykład 1 Ogniwo galwaniczne jest oparte na następującej reakcji: Al3+(aq) + Mg(s) → Al(s) + Mg2+(aq) Podaj zbilansowane równanie reakcji połówkowych w ogniwie oraz oblicz potencjał standardowy ogniwa (SEM). Z szeregu napięciowego (dla reakcji redukcji): Al3+ + 3e → Al Eo = -1.66V Mg2++ 2e → Mg Eo = -2.37V redukcja: 2Al3+ + 6e → 2Al Eo = -1.66V katoda utlenianie: 3Mg → 3Mg2+ + 6e Eo = 2.37V anoda 2Al3+ + 3Mg → 2Al + 3Mg2+ SEM = -1.66V+2.37V=0.71V>0 17 Samorzutność reakcji redoksowej termodynamika w ogniwach zmiana konwencji ⎥⎦ ⎥ ⎢⎣ ⎢−=∆= C J q WESEM E – potencjał półogniwa, V W – praca, J Q – całkowity ładunek elektronów, C maxEqW ∆⋅−= Kiedy zachodzi reakcja w ogniwie? 20 Samorzutność reakcji redoksowej równanie Nernsta Q – równoważnik reakcji aA + bB → cC + dD dc ba DC BAQ 00 00 ][][ ][][ = Q nF RTEE o ln−∆=∆ Jak obliczyć napięcie ogniwa? maxEnFG ∆−=∆ QRTGG o ln+∆=∆ 21 Samorzutność reakcji redoksowej Przykład 4 Czy reakcja: Cu2+(aq) + Fe(s) →Cu(s) + Fe2+(aq) jest samorzutna? redukcja: Cu2+ + 2e− → Cu Eo= 0.34 V utlenianie: Fe → Fe2+ + 2e− Eo= 0.44 V 0105.1 78.0964582 78.0964582 78.0 5 <⋅−= =⋅−= =⋅−=∆ ∆−=∆ =∆ J C J mol Cmol V mol CmolG EnFG VE o oo o Zauważmy, że z szeregu napięciowego dla reakcji redukcji: Fe2+ + 2e- → Fe Eo= - 0.44 V zm ian a z na ku 22 Samorzutność reakcji redoksowej Przykład 5 Czy HNO3 rozpuści złoto? redukcja: NO3 - + 4H+ + 3e- → ΝΟ + 2Η2Ο Eo=0.96 V utlenianie: Au→ Au3+ + 3e− Eo= - 1.50V 00 54.0 >∆⇒<∆ −=∆ oo o GE VE reakcja nie jest samorzutna 25 Akumulator kwasowy (ołowiowy) - stosowany w samochodach; regenerowalne (ogniwo wtórne) Pb(s)|PbSO4(s)|H+(aq),HSO4 -(aq)|PbO2(s)|PbSO4(s)|Pb(s), 2 V płyta oddzielająca płyta anody płyta katody Ogniwa galwaniczne A, utlenianie: Pb + HSO4 - → PbSO4 + H+ + 2e- K, redukcja: PbO2 + H2 SO4 + 2e- → PbSO4 + 2H2O 26 Ogniwo suche - nie można ponownie ładować; gdy reakcja ogniwa osiągnie stan równowagi, ogniwo nadaje się do wyrzucenia (ogniwo pierwotne). Zn(s)|ZnCl2(aq), NH4Cl(aq)|MnO(OH)(s)|MnO2(s)|grafit, 1,5 V naczynie cynkowe (anoda) MnO2 + grafit +NH4Cl pręt grafitowy (katoda) Ogniwa galwaniczne A, utlenianie: Zn → Zn2+ + 2e- K, redukcja: 2NH4 + 2MnO2 + 2 e- → Mn2O3 + 2NH3 + H2O A, utlenianie: Zn + 2OH-→ ZnO + H2O + 2e- K, redukcja: 2MnO2 + H2O + 2e-→ Mn2O3 + 2OH- Wersja II – baterie alkaliczne 27 Akumulator niklowo-kadmowy – stosowany do zasilania urządzeń elektronicznych. Cd(s)|Cd(OH)2(s)|KOH(aq) |Ni(OH)3(s)|Ni(OH)2(s)|Ni(s), 1,25 V płyta oddzielająca płyta dodatnia płyta ujemna Ogniwa galwaniczne A, utlenianie: Cd + 2OH- → Cd(OH)2 + 2e- K, redukcja: NiO2 + 2H2O + 2 e- → Ni(OH)2 + 2OH- 30 Diagram FROST EBSWORTH Stabilność stopni utlenienia +5,18 +499,8 Mn Mn2+ Mn3+ MnO2 MnO4 2- MnO4 - -2,36 -227,7 -0,85 -85,0 +0,1 +9,7 +4,62 +445,8 1. Stabilność 2. Dysproporcjonacja 3. Utleniacze i reduktory 4. Ograniczenie kinetyczne 5. Warunki standardowe Stabilność stopni utlenienia -- Diagram Pourbaix ki ——>> 0. 0.6 0a — Mn** — MnOtx! Mn0,7 ipurpiet (black) — teream coloredh mL MniOH|zts) l I 345.6 78 9 M0 HA IŻ 31 32 Hg2 2+(aq) + 2 e-→ 2 Hg(c) 2 Hg(c) + 2 Cl-(aq) → Hg2Cl2(s) + 2 e- liczba elektronów zyskanych = liczba elektronów utraconych 2 Hg(c) + Hg2 2+(aq) + 2 Cl-(aq) + 2 e-→ 2 Hg(c) + Hg2Cl2(s) + 2 e- Hg2 2+(aq) + 2 Cl-(aq) → Hg2Cl2(s) Hg(c)| Hg2Cl2(s)|HCl(aq) || Hg2(NO3)2(aq)| Hg(c) Ogniwa galwaniczne Przykład 2