Elektrokemiska processer Kapitel 6 (s )

En presentation över ämnet: "Elektrokemiska processer Kapitel 6 (s )"— Presentationens avskrift:

1 Elektrokemiska processer Kapitel 6 (s 100-115)

2 Vad säger kursplanen? Eleven ska
- kunna tillämpa stökiometriska samband och utföra kemiska beräkningar  - ha fördjupat sina kunskaper inom några av kemins aktuella tillämpningsområden.  Två saker är synnerligen värdefulla att hålla i minnet när vi går igenom kapitlet om elektrokemi: Kemisk energi elektrisk energi Reaktion → sker i den galvaniska cellen och i bränslecellen Reaktion ← sker i elektrolyscellen

3 Energiomvandling Elektrokemi handlar om energiomvandling – från kemisk energi till elektrisk energi och från elektrisk energi till kemisk energi. Det finns två typer av elektrokemiska celler: Så fort du ser benämningen galvanisk cell så kan du vara säker på att kemisk energi omvandlas till elektrisk energi (spontana reaktioner). En sådan omvandling sker också i en bränslecell. När du ser uttrycket elektrolyscell så omvandlas elektrisk energi till kemisk energi (icke-spontana reaktioner) genom att elektrisk spänning tillförs.

4 Grundprincipen i elektrokemi
Bygger på spänningsförhållandet mellan två ämnen och deras förmåga att reagera med varandra. Ju längre metallerna i ett galvanisk element står ifrån varandra i den elektrokemiska spänningsserien, desto mer elektrisk energi går det att utvinna.

5 Elektrokemiska reaktioner ger ström Elektrisk energi har hög kvalitet!
Kemisk energi finns bunden i ämnen som kan reagera kemiskt med varandra. Energin kan utvinnas antingen via en redoxreaktion som ger elektrisk ström i ett batteri eller via förbränning som ger värme. Elektrisk energi har högre kvalitet än värme eftersom det kan användas till så mycket, både att driva motorer, elektronisk utrustning och för att skapa värme. Dessutom kan elektrisk energi transporteras i ledningar eller lagras i bärbara batterier. Värmeenergi däremot är svår att använda till något annat än just värme. Nackdelen med förbränning är också att den ger luftföroreningar, som kväveoxider, oförbrända kolväten och sotpartiklar.

6 Oxidation / Reduktion Oxidation - den process då ett ämne avger en eller flera elektroner. Ex: Zink oxideras genom att avge två elektroner. Zn → Zn2+ + 2e (oxidationstalet stiger) Reduktion – är motsatsen till oxidation, dvs. upptag av en eller flera elektroner. Ex. Syre reduceras genom att ta upp två elektroner. O + 2e-  O2- (oxidationstalet sjunker)

7 Redoxreaktion I en reaktion där ett ämne oxideras, MÅSTE också ett ämne reduceras. Elektronerna som avges vid oxidationen förbrukas samtidigt vid reduktionen. Elektroner kan inte förloras eller nybildas. Detta innebär att alla elektroner som deltar i en reduktionsprocess (dvs. förbrukas) har frigjorts i en oxidationsprocess. Fria elektroner är fruktansvärt reaktiva! Därför sker det alltid oxidation och reduktion så gott som samtidigt! Man talar om redoxreaktioner.

8 Oxidations-/reduktionsmedel
Oxidationsmedel – ett ämne som får ett annat ämne att oxidera. - Halogenerna är oxidationsmedel! Reduktionsmedel/elektrondonator – ett ämne som får ett annat ämne att reducera. - Metaller är reduktionsmedel!

9 Den elektrokemiska spänningsserien
I metallernas elektrokemiska spänningsserie har några av de vanligaste metallerna ordnats efter reducerande förmåga. Notera också att väte har smugit sig in bland metallerna. Vätejonen (H+) kan dra till sig en elektron från de metallatomer som står till vänster om väte och bildar då fritt väte, H2. Dessa metaller sägs därför vara väteutdrivande.

10 Den galvaniska cellen I A-kursen användes Daniells element som modell för en galvanisk cell I den ena halvcellen är en kopparelektrod nedsänkt i en kopparsulfatlösning I den andra står en zinkelektrod i en zinksulfatlösning. De två lösningarna som har koncentrationen 1 mol/dm3 av kopparsulfat respektive zinksulfat och skiljs åt med ett poröst glasmembran. Elementet har följande cellschema: Zn(s) │ Zn2+(aq) ║ Cu 2+(aq) │ Cu(s) + Vid minuspolen: oxidation Vid pluspolen: reduktion

11 Potentialdifferens Vid varje elektrod uppstår en potentialdifferens mellan elektroden och lösningen. Det är halvcellens elektrodpotential, e. Zinkstaven får negativ potential i förhållande till lösningen och kopparstaven positiv potential (se figur 6.6 på s. 103). Om vi mäter spänningen mellan cellens pluspol och minuspol med en voltmeter så får vi fram cellens emk, elektromotoriska kraft. Den betecknas E och anges i volt.

12 Elektromotorisk kraft, emk
E = epluspol – eminuspol (Värdet på E blir därmed alltid positivt). Cellens emk blir större, ju större skillnad det är mellan de båda elektrodernas elektrodpotentialer, och ju större värde på E, desto snabbare snurrar propellern i exemplet med Daniells element. För Daniells element är cellens emk E = 1,10 V, se s. 104.

13 Normalpotentialen (eo)
Nu är det så fiffigt ordnat att man kan hämta något som kallas normalpotentialen (eo) för ett redoxpar från en tabell. Slå upp normalpotenital i tabellsamlingens register eller s. 107 i boken. "Nollan" upptill anger att halvcellernas potentialer är uppmätta vid ett "normaltillstånd" som är 25 °C, 1,00 mol/dm3 (lösta ämnen) och 101,3 kPa (gaser), dvs normalt lufttryck. I tabellen skrivs alla reaktioner som reduktioner, även om reaktionerna kan gå åt motsatt håll. Tabellen anger normalpotentialer, dvs. vilken polspänning halvcellen har i förhållande till en normalvätgaselektrod.

14 Vätgaselektroden används som standardelektrod. Normalpotential.
Det är tekniskt omöjligt att mäta en enskild elektrodpotential, men det är inga problem att mäta skillnaden mellan två elektrodpotentialer. Man har kommit överens om att använda en speciell vätgaselektrod, den normala vätgaselektroden, som den ena halvcellen när man mäter elektrodpotentialen för alla andra halvceller. Alla andra redoxpars förmåga att ta upp eller avge elektroner jämförs med förmågan hos redoxparet H+/H2. För att få så enkla beräkningar som möjligt har man bestämt att elektrodpotentialen för den normala vätgaselektroden ska sättas till exakt 0 volt, alltså eo(H2) = 0 V.

15 Viktigt! (tabell 6.2) I de redoxpar som står ovanför väte i tabellen, kan den reducerade formen avge elektroner till vätejoner (H+) som då reduceras till vätgas (H2). I en galvanisk cell med den normala vätgaselektroden blir redoxparet negativ pol. När redoxparet står under väte sker det omvända. Då kan redoxparets oxiderade form dra till sig elektroner från väteatomerna. Vätgas (H2) oxideras till vätejoner (H+). Ett redoxpar som står under H+/H2 blir positiv pol i en galvanisk cell med den normala vätgas-elektroden.

16 Elenergi från bränsleceller
Bränslecellen används för att direkt omvandla kemisk energi (ett bränsle och ett oxidationsmedel) till elektrisk energi. Bränslet utgörs av t.ex. vätgas, metanol eller etanol och oxidationsmedlet är vanligtvis luft. Utsläppen till atmosfären är mycket små. Om bränslecellen drivs av vätgas och luft består avgaserna endast av vatten, se figur nästa sida.

17 Bränsleceller Se animering Se film om bränsleceller i bilar

18 Spontan / icke-spontan reaktion
Normalpotentialerna ger svaret! Med hjälp av normalpotentialtabellen kan man avgöra i vilken riktning cellreaktionen går i en galvanisk cell – man kan se vilken elektrod som blir pluspol respektive minuspol i cellen. OBS! gäller bara om cellens jonkonc. och gastryck inte avviker för mycket från 1mol/dm3 respektive 101,3 kPa.

19 Elektrolys – icke-spontan reaktion
Lägg märke till att elektrolyscellen är icke-spontan, att elektrisk energi omvandlas till kemisk genom att den tillförda elektriska energin tvingar fram en redoxreaktion. Uppkopplingen med elektroder och elektrolyt är densamma, men det är drivkraften bakom reaktionen som skiljer.

20 Ackumulatorer Ett uppladdningsbart batteri, ackumulator, fungerar som ett galvaniskt element medan det används och som elektrolyscell medan det laddas upp. Ex: blybatteri i bilar

21 Sammanfattning - elektrokemi
Länk

22 Citronbatteriet I princip är citron- batteriet ett galvaniskt
element innehållande två halvceller med gemensam elektrolytlösning. LÄNK Bild: © Svante Åberg