Rychlokurz chemie
Rychlokurz chemie (34/43) · 8:13

Elektrochemie Pojďme si povědět o galvanických článcích, kterým běžně říkáme baterky. Ty nám díky chemickým reakcím vytvářejí elektrickou energii. Opakem jsou potom elektrolytické články, kterým energii musíme dodávat.

Ó, řízený pohyb elektronů, díky kterému můžeme používat počítače, mobily, auta a kardiostimulátory. Baterie, stejně jako vše ostatní v našich životech, je jen chemie umocněná na úžasnost. Odvětví chemie, které se zabývá ději uvnitř baterie, se nazývá elektrochemie. To proto, že zahrnuje děje, které vedou k produkci nebo spotřebě elektronů. Jsou to oxidačně-redukční neboli redox reakce, při kterých jsou vyměňovány elektrony. O těchto reakcích jsme mluvili dříve. Jestli jste tu epizodu ještě neviděli, nejlépe uděláte, když se na ní nejdřív podíváte. Nebojte se, nikam vám neuteču. Když je tok elektronů v těchto reakcích veden vodičem, jako třeba kusem kovu, může být využit pro různé druhy prací. Jako například pro tuto práci. Množství vykonané práce závisí na tom, jak moc jsou elektrony táhnuty nebo stlačeny mezi dvěma reaktanty. Tomuto se říká elektrický potenciál, což je příbuzný termín k elektrickému napětí. Pokud je elektrické napětí vysoké, elektrony mohou konat víc práce než při nízkém. Mnoho báječných věcí v našich životech je založených na jednoduchém předpokladu: Náš přístroj je mezi dvěma poloreakcemi jedné reakce. Jedna polovina odevzdává elektrony a druhá je přijímá. Ovládnutím energie jste dnes vykonali spoustu skvělých věcí. A díky ní můžete dnes sledovat tuto epizodu Rychlokurzu chemie. Věc, která činí redoxní reakce tak mocné a úžasné je to, že jsou komplikované. V každé reakci se dějí minimálně dvě akce: Máme tam část reakce, ve které se elektrony uvolňují. a v druhé jsou dychtivě chtěné. V rámci elektrochemie většinou uvažujeme poloreakce zvlášť, Pojďme nejdřív prozkoumat redoxní reakci v této tužkové baterii. Elementární zinek zde reaguje s dimerem oxidu manganičitého za vzniku oxidu manganitého a oxidu zinečnatého. Když to rozdělíme na dvě poloreakce, tak tu nejdřív máme elementární zinek s oxidačním číslem 0 na zinek s číslem 2. Zároveň se mangan redukuje a jeho oxidační číslo jde ze 4 na 3. Když vyčíslím tyto poloreakce, vidím, že pro oxidaci každého atomu zinku byly odtrhnuty dva elektrony. A pro redukci manganu byl spotřebován 1 elektron. Voda a hydroxidové ionty jsou do reakce dodávány z roztoku hydroxidu draselného. Což je základní alkalická sloučenina. A proto těmto bateriím říkáme alkalické. Pokud bychom nechali obě reakce probíhat zároveň, došli by spontánně do rovnováhy za vytvoření tepla, což nechceme. Abychom mohli ovládnout energii, jsou baterie tvořeny tak, že obě poloreakce jsou izolované. Tím můžeme vytvořit místo pro shromažďování elektronů, kterému říkáme katoda. Zatímco nedostatek elektronů je na druhé části, na anodě. Elektrony poté mohou putovat z jedné poloreakce do druhé pouze tehdy, když spojíme katodu a anodu pomocí vodiče. A vzniklý proud pak může konat práci. To vlastně můžu udělat olíznutím této devítivoltové baterie. Au! V těchto bateriích je zinek uprostřed obklopený celulosou, přes kterou mohou procházet ionty. Oxid manganičitý ve vnější vrstvě obklopuje zinkové jádro, nicméně celuloza zabraňuje styku zinku s manganem. Alkalické baterie jsou typem galvanického článku. To je zařízení, které vyrábí elektrickou energii z redoxních reakcí. Dalším příkladem galvanického článku může být, když teče proud iontů místo elektronů Tady máme dvě elektrody ponořené do roztoků a spojené kovovým drátkem. Jmenují se zase anoda a katoda. Je důležité si uvědomit, že atomy kovu jsou ve skutečnosti spotřebovávány. Kov z anody odpadává když se oxiduje. Na druhé straně, katoda získává elektrony. Tím se sráží na katodě čistý kov, a proto s časem roste. Okruh je kompletní nejen díky drátku, ale i díky solnému můstku. To bývá trubice do tvaru "U", která obsahuje roztok soli, přes kterou mohou procházet ionty kovů směrem z anody na katodu. Teď už víme, jak fungují baterie. Vznik a přesun náboje s použitím elektrochemie. Avšak předtím, než využijete redoxní reakci k napsání SMS příteli či přítelkyni, musíme znát velikost vzniklého elektrického napětí. Naštěstí pro nás, všichni ti skvělí vědci, co tu byli před námi, udělali spoustu práce. Napětí vzniklé z většiny poloreakcí jsou již známy a můžeme je najít v učebnicích nebo na internetu. Jak jsem již zmínil, napětí je to samé jako elektrický potenciál dané poloreakce. Rozdíl mezi požadavkem na elektrony na jedné straně versus sklon je ztrácet na straně druhé. Měření byla dělána za standardních podmínek, které byly v epizodě o entalpii a entropii. Dle dohodu jsou psány vždy ve směru redukce, i když probíhala oxidace. Z tohoto důvodu tuto veličinu nazýváme standardní redukční potenciál. Abychom viděli, jak redukční potenciál funguje u poloreakcí a jak se kombinuje u reakcí, pojďme uvažovat galvanický článek, kde bude zinek oxidován a redukovány bude měďné ionty. Nezapomeňte, že potenciály byly zavedeny při standardním stavu: 25 stupňů Celsia a jednomolární roztoky mědi a zinečnatých iontů. Proto náš článek musíme mít se stejnými podmínkami, jinak by nám vycházely jiné hodnoty napětí. Díky poloreakcím máme lepší přehled o elektronech. Vidíme, že zinek je oxidován, zatímco měď je redukována. Všechny standardní redukční potenciály byly měřeny v závislosti na redukci vodíkových iontů na vodík. Této reakci byla přiřazena 0, aby byly hodnoty k čemu přirovnávat. Například při redukci mědi je generováno napětí o 0,34 voltu větší než u vodíku. Říkáme proto, že jeho standardní redukční potenciál je +0,34 voltů. Standardní redukční potenciál zinku je -0,76 voltů. Jelikož je ale zinek v reakci oxidován, nelze použít přímo tuto hodnotu. Obecně platí, že pokud převedu redukci na oxidaci, změní se jen znaménko u napětí. Redukční potenciál zinku -0,76 voltů se změní na kladné číslo, +0,76 voltů pro oxidační potenciál. Elektrický potenciál celkové reakce, neboli rovnovážné napětí článku se vypočítá jako součet standardních potenciálů obou polorovnic. V našem případě by to bylo 1,1 voltu. Rád bych tu poukázal na to, že elektrický potenciál redoxní reakce úzce souvisí s rovnovážnou konstantou dané rovnice. Existuje způsob, jak vypočítat rovnovážnou konstantu z naměřeného napětí a naopak. Obě konstanty mají spojitost s energií, kterou daná reakce může uvolnit, konkrétně s Gibbsovou energií. Ve zkratce, čím je větší napětí, tím více elektrické energie může být vyrobeno. Pokud je napětí kladné, znamená to, že reakce půjde spontánně k přímým směrem. Pokud bude mít záporné znaménko, potom půjde směrem k reaktantům. Což dává smysl, když se nad tím zamyslíte. Dané reakce jsou používány k vytvoření článků baterií. Reakce uvnitř baterií musí být spontánní, jelikož jejich úkolem je uvolňovat energii, ne ji spotřebovávat. Co kdybychom nechtěli nabít mobil, notebook nebo raketu na dálkové ovládání? A místo toho bychom chtěli pochromovat nárazník u auta? Toto již neuděláme spontánní reakcí. Zde je zapotřebí jiného elektrochemického procesu, možná jste o něm už slyšeli: elektrolytické pokovování. Dělá se to tak, že se předmět ponoří do roztoku, který obsahuje přebytek iontů daného povlakového kovu. Tyčinka z tohoto kovu, v našem případě chromu, je použita jakožto anoda. A předmět, který chceme pokovovat, nárazník bude v roli katody. Když do toho pustíme elektrický proud, začnou v roztoku probíhat redoxní reakce. a atomy pokovovacího kovu se začínají usazovat na katodě. Toto je vlastně úplný opak galvanického článku a říká se mu elektrolytický článek. V rámci něho probíhá elektrolýza, která využívá elektřinu (elektro-), aby mohla něco štěpit (-lýza). V našem případě jsou štěpeny molekuly v našem roztoku, aby mohly být atomy kovu naneseny na povrch. Elektrolýza se využívá v mnoha aplikacích, například na pokovování šperků a příborů zlatem nebo stříbrem. na čištění kovů nebo na oddělování kovových iontů z jejich směsí. Též pro přeměnu vody na vodík a kyslík. Pokud jste doteď neviděli, jak moc chemie ovlivňuje každodenní život, teď už byste to měli být určitě schopni vidět. Nejen, že všechny materiály kolem nás jsou z chemikálií, ale i elektrické přístroje, které běžně užíváme závisí na elektrochemických reakcích.
video