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)

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:

• oxidaceK: Zn(s) Zn2+ (aq) + 2e–

• redukceA: 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

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

1. 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 elektrolýzy1. 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).