Redoxní rovnováhy

Využití redoxních reakcí

1. Elektrochemické / Galvanické články

Jsou zdrojem stejnosměrného el. proudu

Redukce a oxidace probíhá na odlišných místech

Článek se skládá ze 2 poločlánků

Poločlánek = elektroda (často kov), která je ponořená v roztoku soli

Elektrod jsou 2 typy – katoda a anoda

Katoda = elektroda, na níž probíhá redukce

Anoda = elektroda, na níž probíhá oxidace

2 typy galvanických článků: primární a sekundární

Primární články

Po vybití je nelze nabít:

1. Danielův článek:

   Skládá se ze 2 poločlánků – první je $\text{Zn}$ v roztoku $\text{ZnSO}_4$ a druhý je $\text{Cu}$ v $\text{CuSO}_4$

   $\text{Zn}$ je neušlechtilý kov $\to$ snadno se oxiduje

   $\text{Cu}$ je ušlechtilý kov

   Viz obrázek

   Na prvním článku probíhá:

   $$\begin{align*} \text{Zn}^0 - 2e^- &\to \text{Zn}^{2+} \\ \text{Zn}^0 &\to \text{Zn}^{2+} + 2e^- \end{align*}$$

   $\text{Zn}^{2+}$ přejde do roztoku, $2e^-$ zůstanou součástí elektrody

   První článek má přebytek elektronů $\to$ má záporný náboj

   Na prvním článku probíhá oxidace $\to$ jedná se o anodu

   Na druhém článku probíhá:

   $$\text{Cu}^{2+} + 2e^- \to \text{Cu}^0$$

   Při této redukci jsou využívány elektrony z elektronového plynu elektrody

   První článek má nedostatek elektronů $\to$ má kladný náboj

   Na druhém článku probíhá redukce $\to$ jedná se o katodu

   Při propojení elektrod vodičem probíhají elektrony vodičem z anody do katody

   Mezi kádinkami s elektrodami umístíme solný můstek pro průchod iontů

   Danielův článek má napětí $1.1 \ \text{V}$

   $$\begin{align*} E^0_{\text{Zn}^{2+} / \text{Zn}^0} &= -0.736 \ \text{V} \\ E^0_{\text{Cu}^{2+} / \text{Cu}^0} &= 0.401 \ \text{V} \\ U &= \left| E^0_{\text{Zn}^{2+} / \text{Zn}^0} - E^0_{\text{Cu}^{2+} / \text{Cu}^0} \right| \approx 1.1 \ \text{V} \end{align*}$$

   Sumární rovnice Danielova článku:

   $$\text{Zn}^0 + \text{Cu}^{2+} \to \text{Cu}^0 + \text{Zn}^{2+}$$

2. Suchý článek / Leclancheův článek:

   Anoda ($-$): $\text{Zn}^0$

   Katoda ($+$): $\text{Mn}^{\text{IV}}\text{O}_2$ + grafit

   $\text{Mn}^{\text{IV}}\text{O}_2$ ... burel – je nevodivý

   Elektrolyt: $\text{NH}_4\text{Cl}$ + škrob

   Plášť je ze zinku

   Napětí: $1.5 \ \text{V}$

   Viz obrázek

   ---

   7. 12. 2022

3. Alkalický článek:

   Chemické složení je totožné se suchým článkem

   Anoda ($-$): $\text{Zn}$

   Katoda ($+$): $\text{MnO}_2 + \text{C}$

   Elektrolyt: roztok $\text{KOH}$

   Plášť je z oceli, zinek je uprostřed v podobě prášku a mosazná jehla

   Napětí: $1.5 \ \text{V}$

   Viz obrázek

4. Stříbrný článek:

   Anoda ($-$): $\text{Zn}$

   Katoda ($+$): $\text{Ag}_2\text{O} + \text{C}$

   Elektrolyt: roztok $\text{KOH}$

   = "Knoflíková baterie"

Sekundární články / Akumulátory

Po vybití je lze nabít

1. Olověný akumulátor:

   = Autobaterie

   Napětí: $2 \ \text{V}$ (klasická autobaterie má 6 článků $\to 12 \ \text{V}$)

   Článek se skládá ze 2 elektrod, na povrchu jedné je $\text{Pb}^0$ a na povrchu druhé je $\text{Pb}^{\text{IV}}\text{O}_2$

   Elektrolyt: zředěná $\text{H}_2\text{SO}_4$

   2 děje:

   1. Vybíjení:

      Akumulátor slouží jako zdroj napětí – samovolný děj

      Na anodě probíhá oxidace:

      $$\text{Pb}^0 - 2e^- \to \text{Pb}^{\text{II}}$$

      $\to$ Na anodě je přebytek $e^- \implies$ anoda je záporně ($-$) nabitá

      Na katodě probíhá redukce:

      $$\text{Pb}^{\text{IV}} + 2e^- \to \text{Pb}^{\text{II}}$$

      $\to$ Na katodě je nedostatek $e^- \implies$ katoda je kladně ($+$) nabitá

      Vzniká $\text{PbSO}_4$

   2. Nabíjení:

      Akumulátor připojíme k vnějšímu zdroji napětí – není samovolný děj

      Na katodě probíhá redukce:

      $$\text{Pb}^{\text{II}} + 2e^- \to \text{Pb}^0$$

      Katoda je zdrojem elektronů $\implies$ katoda je záporně ($-$) nabitá

      Na anodě probíhá oxidace:

      $$\text{Pb}^{\text{II}} - 2e^- \to \text{Pb}^{\text{IV}}$$

      Anoda odebírá elektrony $\implies$ anoda je kladně ($+$) nabitá

   Rovnice olověného akumulátoru:

   $$\text{Pb} + \text{PbO}_2 + 2 \ \text{H}_2\text{SO}_4 \leftrightarrows 2 \ \text{PbSO}_4 + 2 \ \text{H}_2\text{O}$$

2. Nikl-kadmiový akumulátor ($\text{Ni}{-}\text{Cd}$)

3. Nikl-metalhydridový akumulátor ($\text{Ni}{-}\text{Mn}$)

4. Lithium-iontový akumulátor ($\text{Li}{-}\text{ion}$)

2. Elektrolýza

= Jev spojený s průchodem stejnosměrného elektrického proudu roztokem nebo taveninou elektrolytu

Elektrolyt = látka, která se při rozpouštění nebo tavení štěpí na ionty

Elektrolyt – př.:

Probíhá na elektrodách

Na anodě probíhá oxidace = anoda odebírá $e^- \to$ má kladný náboj

Na katodě probíhá redukce = katoda předává $e^- \to$ má záporný náboj

$\to$ Anoda přitahuje anionty, katoda přitahuje kationty

Viz obrázek

Př. – zapsat elektrolýzu $\text{CuCl}_2$:

1. Rovnice disociace:

   $$\text{CuCl}_2 \to \text{Cu}^{2+} + 2 \ \text{Cl}^-$$

2. Rovnice dějů na elektrodách, náboj a označení elektrod:

   Anoda ($+$):

   $$2 \ \text{Cl}^- - 2 \ e^- \to \text{Cl}_2^0$$

   Katoda ($-$):

   $$\text{Cu}^{2+} + 2 \ e^- \to \text{Cu}^0$$

Př. – zapsat elektrolýzu taveniny $\text{NaCl}$:

Anoda ($+$):

Katoda ($-$):

Př. – zapsat elektrolýzu roztoku $\text{NaCl}$:

Anoda ($+$):

Katoda ($-$):

Dochází k redukci $\text{H}^+$ z autoprotolýzy vody ($\text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-$)

$\to$ Zůstanou ionty $\text{Na}^+ + \text{OH}^-$ v roztoku

Sumární rovnice:

Využití elektrolýzy

• Výroba prvků a sloučenin

• Galvanické pokovování ($\to$ pozinkování, pochromování, ...) = kov pokryjeme vrstvou jiného kovu

• Čištění surových kovů (které obsahují nečistoty)