Elektrochemie

Elektrochemie je vědní obor, který se nachází na pomezí chemie a fyziky, konkrétně je součástí fyzikální chemie. Zabývá se studiem chemických dějů, které jsou spojeny se vznikem a přenosem elektrického náboje, a vzájemnými přeměnami mezi chemickou a elektrickou energií.

Základem elektrochemie jsou redoxní reakce, při kterých dochází k přenosu elektronů mezi látkami. Tyto procesy lze rozdělit do dvou hlavních kategorií:

1. Galvanické články: Zařízení, ve kterých samovolně probíhající chemická reakce generuje elektrické napětí a produkuje elektrickou energii. Typickým příkladem jsou baterie a akumulátory.
2. Elektrolytické články: Zařízení, ve kterých je vnější zdroj elektrické energie využíván k uskutečnění chemické reakce, která by samovolně neprobíhala. Tento proces se nazývá elektrolýza a využívá se například při výrobě chemikálií nebo v galvanotechnice.

Elektrochemie má zásadní význam v mnoha oblastech moderního života, od ukládání energie, přes ochranu materiálů proti korozi, až po medicínskou diagnostiku a průmyslovou výrobu.

⏳ Historie

Kořeny elektrochemie sahají až do 18. století, ačkoliv systematický výzkum začal až na jeho konci.

• Konec 18. století: Italský lékař a fyzik Luigi Galvani v roce 1791 publikoval své objevy o "živočišné elektřině", když pozoroval záškuby svalů mrtvé žáby při dotyku dvou různých kovů. Galvani se mylně domníval, že elektřina pochází ze samotné tkáně.
• 1800: Alessandro Volta, Galvaniho krajan a oponent, správně interpretoval, že elektrický proud vzniká kontaktem dvou různých kovů a vodivého roztoku. Na základě tohoto principu sestrojil první zdroj stejnosměrného proudu, tzv. Voltův sloup, který byl první baterií. Tento objev otevřel dveře k novým experimentům.
• Počátek 19. století: S využitím Voltova sloupu provedl britský chemik Humphry Davy řadu průlomových experimentů. Pomocí elektrolýzy tavenin solí jako první izoloval prvky jako sodík, draslík, vápník, hořčík a baryum.
• 1832–1834: Michael Faraday, Davyho žák, formuloval dva základní Faradayovy zákony elektrolýzy, které kvantitativně popsaly vztah mezi množstvím prošlého elektrického náboje a množstvím látky vyloučené na elektrodách. Tím položil základy kvantitativní elektrochemie.
• 1889: Německý fyzikální chemik Walther Nernst formuloval Nernstovu rovnici, která popisuje závislost elektrodového potenciálu na koncentraci iontů v roztoku. Tato rovnice je jedním z pilířů moderní elektrochemie.
• 1922: Český chemik Jaroslav Heyrovský objevil a rozvinul metodu polarografie, za což v roce 1959 obdržel Nobelovu cenu za chemii. Polarografie se stala první instrumentální analytickou metodou v elektrochemii a významně ovlivnila rozvoj analytické chemie.

⚛️ Základní principy

Jádrem všech elektrochemických dějů jsou redoxní reakce probíhající na rozhraní mezi elektrodou a elektrolytem.

Redoxní reakce

Redoxní (oxidačně-redukční) reakce jsou chemické reakce, při kterých dochází k přenosu elektronů. Skládají se ze dvou dílčích dějů, které probíhají současně:

• Oxidace: Děj, při kterém látka (redukční činidlo) ztrácí elektrony. Její oxidační číslo se zvyšuje.
• Redukce: Děj, při kterém látka (oxidační činidlo) přijímá elektrony. Její oxidační číslo se snižuje.

V elektrochemickém článku jsou tyto dva děje prostorově odděleny.

Elektrochemický článek

Obecný elektrochemický článek se skládá z následujících částí:

• Dvě elektrody: Vodivé materiály (obvykle kovy nebo grafit), na jejichž povrchu probíhají redoxní reakce.
  • Anoda: Elektroda, na které probíhá oxidace. V galvanickém článku je záporným pólem (-), v elektrolytickém článku kladným pólem (+).
  • Katoda: Elektroda, na které probíhá redukce. V galvanickém článku je kladným pólem (+), v elektrolytickém článku záporným pólem (-).
• Elektrolyt: Roztok nebo tavenina obsahující volně pohyblivé ionty, které zajišťují vodivost mezi elektrodami. Elektrolyt vede ionty, ale ne elektrony.
• Vnější vodič: Kovový vodič, který propojuje anodu a katodu a umožňuje tok elektronů z anody na katodu (v případě galvanického článku).
• Solný můstek (v některých článcích): Trubice naplněná roztokem inertní soli (např. KCl), která propojuje oba elektrolyty a uzavírá elektrický obvod tím, že umožňuje migraci iontů a udržuje elektroneutralitu roztoků.

Elektrodový potenciál

Každá elektroda ponořená do roztoku svých iontů má určitou tendenci přijímat nebo odevzdávat elektrony. Tato tendence se kvantifikuje jako elektrodový potenciál (E). Absolutní hodnotu potenciálu jedné elektrody nelze změřit, proto se měří relativně vůči standardní referenční elektrodě. Tou je standardní vodíková elektroda (SHE), jejíž potenciál je za standardních podmínek (25 °C, 101,325 kPa, aktivita iontů H+ = 1) definován jako 0,00 V.

Potenciály ostatních elektrod měřené vůči SHE se nazývají standardní elektrodové potenciály (E°). Řada prvků seřazených podle jejich standardních elektrodových potenciálů se nazývá Beketovova řada kovů (nebo také elektrochemická řada napětí kovů).

🔋 Typy elektrochemických procesů

Podle směru přeměny energie rozlišujeme dva základní typy procesů.

Galvanické články (Voltaické články)

V galvanických článcích probíhá samovolná redoxní reakce (ΔG < 0), jejíž chemická energie se přeměňuje na energii elektrickou. Elektrony uvolněné při oxidaci na anodě putují vnějším vodičem ke katodě, kde jsou spotřebovány při redukci. Tímto tokem elektronů vzniká elektrický proud.

Typickým příkladem je Daniellův článek:

• Anoda (-): Zinková elektroda ponořená do roztoku síranu zinečnatého (ZnSO₄). Probíhá zde oxidace zinku:

Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

• Katoda (+): Měděná elektroda ponořená do roztoku síranu měďnatého (CuSO₄). Probíhá zde redukce měďnatých iontů:

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

• Celková reakce:

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Napětí (elektromotorická síla) článku je dáno rozdílem potenciálů katody a anody:

E_článku = E_katody - E_anody

Aplikace galvanických článků zahrnují všechny typy baterií, akumulátorů a palivových článků.

Elektrolytické články (Elektrolýza)

Elektrolýza je proces, při kterém je vnější zdroj stejnosměrného proudu použit k vynucení nesamovolné redoxní reakce (ΔG > 0). Elektrická energie se přeměňuje na energii chemickou.

Vnější zdroj "pumpuje" elektrony na katodu, kde dochází k redukci, a "odsává" je z anody, kde dochází k oxidaci. Polarita elektrod je opačná než u galvanického článku.

Příkladem je elektrolýza vody:

• Katoda (-): Dochází k redukci vody (nebo H⁺ iontů v kyselém prostředí) za vzniku vodíku:

2 H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2 OH⁻

• Anoda (+): Dochází k oxidaci vody (nebo OH⁻ iontů v zásaditém prostředí) za vzniku kyslíku:

2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4e⁻

Aplikace elektrolýzy jsou široké:

• Výroba prvků: Hliník, sodík, chlór, vodík.
• Výroba sloučenin: Hydroxid sodný.
• Galvanotechnika: Pokovování (chromování, zinkování, zlacení).
• Rafinace kovů: Elektrolytická rafinace mědi.
• Nabíjení akumulátorů: Během nabíjení funguje akumulátor jako elektrolytický článek.

🧪 Klíčové zákony a rovnice

Faradayovy zákony elektrolýzy

Tyto zákony kvantifikují vztahy při elektrolýze:

1. První Faradayův zákon: Hmotnost látky vyloučené na elektrodě je přímo úměrná celkovému elektrickému náboji, který prošel elektrolytem.

   m = A * Q = A * I * t

   kde m je hmotnost, A je elektrochemický ekvivalent látky, Q je náboj, I je proud a t je čas.

2. Druhý Faradayův zákon: Látková množství různých látek vyloučených stejným nábojem jsou v poměru jejich chemických ekvivalentů.

Nernstova rovnice

Nernstova rovnice umožňuje vypočítat elektrodový potenciál (a tedy i napětí článku) za nestandardních podmínek (jiné koncentrace, teploty nebo tlaky). Pro půlreakci aA + ne⁻ ⇌ bB má rovnice tvar:

E = E° - (RT/nF) * ln([B]ᵇ/[A]ᵃ)

kde:

• E je elektrodový potenciál za daných podmínek.
• E° je standardní elektrodový potenciál.
• R je molární plynová konstanta.
• T je termodynamická teplota v kelvinech.
• n je počet vyměněných elektronů.
• F je Faradayova konstanta.
• [A] a [B] jsou aktivity (přibližně koncentrace) reaktantů a produktů.

💡 Praktické aplikace

Elektrochemie je základem mnoha klíčových technologií.

• Ukládání energie:
  • Primární články (baterie): Jednorázové, např. zinko-uhlíkové, alkalické, lithiové.
  • Sekundární články (akumulátory): Nabíjecí, např. olověný akumulátor v automobilech, Li-ion v elektronice, NiMH akumulátory.
  • Palivové články: Přeměňují chemickou energii paliva (např. vodík) a oxidantu přímo na elektřinu s vysokou účinností.
• Koroze a ochrana proti ní: Koroze (např. rezavění železa) je v podstatě samovolný galvanický článek. Ochrana spočívá v zabránění jeho vzniku, např. katodickou ochranou nebo galvanickým pokovováním (pozinkování).
• Analytická chemie:
  • Potenciometrie: Měření napětí článku bez průchodu proudu, např. pH metr.
  • Voltametrie a polarografie: Měření proudu v závislosti na napětí, používá se pro stanovení stopových množství látek.
• Průmyslová výroba: Elektrolýza je klíčová pro výrobu hliníku (Hall-Héroultův proces) a chlóru s hydroxidem sodným (chlor-alkalická elektrolýza).
• Senzory: Elektrochemické senzory se používají pro měření koncentrace plynů (CO, O₂), iontů v roztocích (glukometry pro diabetiky, iontově selektivní elektrody).
• Bioelektrochemie: Studuje elektrochemické procesy v živých organismech, jako je přenos nervových vzruchů nebo buněčné dýchání.

🔬 Pro laiky

Složité principy elektrochemie lze přiblížit pomocí jednoduchých analogií.

• Galvanický článek (baterie) jako vodopád: Představte si vodu na vrcholu kopce (vysoká potenciální energie). Tato voda představuje chemikálie v baterii s vysokou chemickou energií (např. zinek). Když voda stéká dolů (samovolný proces), může pohánět vodní kolo a vyrábět práci (elektrickou energii). V baterii "stékají" elektrony z anody (vrchol kopce) na katodu (úpatí kopce) a cestou pohánějí vaše zařízení (mobil, svítilna).

• Elektrolýza jako vodní pumpa: Nyní si představte, že chcete dostat vodu z údolí zpět na kopec. To se samo nestane. Potřebujete pumpu, která dodá energii a vodu vytlačí nahoru (nesamovolný proces). V elektrolýze je touto pumpou vnější zdroj napětí (např. nabíječka). Ten dodá elektrickou energii, aby "vytlačil" elektrony tam, kam by samy netekly, a tím vynutil chemickou reakci (např. rozklad vody na vodík a kyslík nebo nabíjení akumulátoru).

• Koroze jako nechtěná miniaturní baterie: Když kousek železa zrezaví, na jeho povrchu vznikne mikroskopický galvanický článek. Jedna část povrchu se stane anodou a začne se rozpouštět (vzniká rez), zatímco jiná část se stane katodou. Vlhkost a soli ve vzduchu fungují jako elektrolyt, který tento nežádoucí obvod uzavře. Ochrana proti korozi, jako je pozinkování, funguje tak, že zinek je "ochotnější" korodovat než železo a obětuje se (působí jako anoda), čímž chrání železo pod ním.

Šablona:Aktualizováno ```