Kjemiske og elektrokjemiske reaksjoner og likevekter

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Størrelse: px
Begynne med side:

Download "Kjemiske og elektrokjemiske reaksjoner og likevekter"

Transkript

1 MENA1001; Mteriler, energi og nnoteknologi - Kp. 6 Kjemiske og elektrokjemiske reksjoner og likevekter Litt repetisjon om G og K Likevekter Truls Norby Kjemisk institutt Universitetet i Oslo Senter for Mterilvitenskp og nnoteknologi (SMN) Forskningsprken FERMiO Gustdlleen Oslo Syre-bse Løselighet Komplekser Red-oks Elektrokjemi 1

2 Kort repetisjon fr Kp. 3; Hv skjer i et lukket system? Δ r H = Δ r G + TΔ r S Δ r G = Δ r H TΔ r S Δ r G 0 = Δ r H 0 TΔ r S 0 Δ r G = Δ r G 0 + RTlnQ Spontne prosesser: Δ r G = Δ r H TΔ r S < 0 Likevekt: Δ r G = Δ r H TΔ r S = 0 Likevekt: Δ r G 0 = -RTlnK

3 Repetisjon: Relsjon mellom Gibbs energi-forndring og reksjons-kvotient Q: Ved likevekt: r G = 0: Ved likevekt: Q = K, likevektskonstnten (mssevirkningskoeffisienten) 0 ln b d c 0 B A D C r r RT G G likevekt B A D C r RT G b d c 0 ln Q RT G RT G G r B A D C r r ln ln 0 b d c 0 K G RT G K RT G K r r r likevekt B A D C RTln - eller ln eller ) exp( b d c 3

4 Repetisjon: r G 0 og K r G 0 sier noe om energiblnsen når Q = 1. K sier noe om hv Q må bli for å oppveie dette. Eksempel: 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O(g) G 0 0 r Reksjonen er energetisk gunstig hvis p H2, p O2, p H2O = 1. 0 rg K exp( ) 1 RT Produktene kommer i stor overvekt før likevekt oppnås. I dette kpittelet skl vi bruke slike relsjoner når vi gjør oss kjent med typiske og viktige kjemiske reksjoner og likevekter. 4

5 Hv blir situsjonen ved likevekt? Hv blir mengdene v produkter og rektnter? Eller ktiviteter eller prtiltrykk? Eller konsentrsjoner? Vi bruker: Likevektskoeffisienten Verdien får vi fr stndrd Gibbs energiendring som i sin tur kommer fr stndrd entlpi- og entropiendringer. Elektronøytrliteten Konsentrsjonen v negtive og positive ldninger må blnsere hverndre Msseblnser Atomene vi strter med må vi h tilbke etterpå VI må h like mnge uvhengige ligninger som ntll ukjente species eller konsentrsjoner 5

6 Autoprotolyse: Vnn; utoprotolyse-likevekten H 2 O(l) = H + (q) + OH - (q) eller 2H 2 O(l) = H 3 O + (q) + OH - (q) K W H [ H3O ( q)] [ OH ( q)] 3O ( q) OH ( q) 1M 1M [ H3O ( q)][ OH ( q)] 2 2 H 2O( l) H 2O( l) 0 H 2O( l) Likevektskonstnter er i prinsippet benevningsløse, men vi bruker likevel ofte benevning «for sikkerhets skyld» eller pg. fktiske omgjøringer; 14 2 K W, 298 [ H3O ( q)][ OH ( q)] 1,0* 10 M 6

7 Autoprotolyse i rent vnn To species: H 3 O + (q) og OH - (q) Vi trenger to uvhengige ligninger for å finne løsningen : Likevekt: Elektronøytrlitet: ved innsetting: 14 2 K W, 298 [ H3O ( q)][ OH ( q)] 1,0* 10 M [ H3O ( q)] [ OH ( q)] K W,298 [ H O 3 [ OH [ H O 3 ( q)] ( q)] [ H O ( q)][ H O K 3 W,298 3 ( q)] [ H O 1,0*10 7 M ( q)] 1,0* M ( q)] 2 1,0*10 14 M 2 ph log[ H O 3 ( q)] 7 poh log[ OH ( q)] 7 7

8 Brønsted-syrer og -bser Brønsted-syre: Stoff som vgir protoner HA(q) + H 2 O(l) = H 3 O + (q) + A - (q) K H O ( q) A ( q) 3 HA( q) Eks. vnn som syre: 2H 2 O(l) = H 3 O + (q) + OH - (q) H 2 O(l) og OH - (q) er korresponderende syre-bse-pr K Brønsted-bse: Stoff som opptr protoner B(q) + H 2 O(l) = BH + (q) + OH - (q) K b Eks.: A - (q) + H 2 O(l) = HA(q) + OH - (q) HA(q) og A - (q) er korresponderende syre-bse-pr Eks. vnn som bse: 2H 2 O(l) = H 3 O + (q) + OH - (q) H 3 O + (q) og H 2 O(l) er korresponderende syre-bse-pr 8

9 Sterke og svke syrer og bser Sterk syre: K > 1 Sterk bse: K b > 1 Eks. (K >>1): HCl, H 2 SO 4, HNO 3 Eks. (K b >>1): ingen!? H 3 O + er en sterk syre OH - er en sterk bse Svk syre: K < 1 Svk bse: K b < 1 Eks. (K << 1): CH 3 COOH, HCOOH, (COOH) 2, H 2 CO 3, H 2 O Eks. (K b << 1): NH 3, CH 3 COO -, HCOO -, HCO 3-, H 2 O For korresponderende syre-bse-pr: K *K b =K w eller pk +pk b =14. Den korresponderende bsen til en sterk syre er en meget svk bse. Den korresponderende bsen til en svk syre er en svk bse. Og omvendt! 9

10 Svk, enprotisk syre; eks.: mursyre HCOOH HCOOH(q) + H 2 O(l) = H 3 O + (q) + HCOO - (q) Strtkonsentrsjon: [HCOOH(q)] 0 = c 0 Vi vil finne [H 3 O + (q)] (eller ph) ved likevekt. Tre ukjente, tre ligninger: 3 Likevekt : K H O ( q) HCOO ( q) HCOOH( q) H O ( q) HCOO ( q) [ OH ( )] Elektronøy trlitet : 3 q Mssebln se: HCOO ( q) HCOOH( q) HCOOH( q) 0 Setter inn: K 2 H 2 3O ( q) HCOO ( q) H3O ( q) x HCOOH ( q) c0 H3O ( q) c0 x 10

11 Svk, enprotisk syre; eks.: mursyre HCOOH, forts. HCOOH(q) + H 2 O(l) = H 3 O + (q) + HCOO - (q) 2 H 2 3O ( q) HCOO ( q) H3O ( q) x K HCOOH ( q) c0 H3O ( q) c0 x Hvis x c : x H O ( q) K c ph -log H3O ( q) 2 log K - 2 log c0 2 ( pk log c0) Ellers, mer generell løsning: 2 x Kx Kc0 0 x K K 4K c

12 Svk bse + sterk syre Beregning v ph i en blnding v HCOON(q) og HCl(q). Trdisjonell metode: Prøver å forstå hv som skjer. Eksempel: Blnder 3 L 1 M HCOON og 1 L 1 M HCl: Reksjonsligning: HCOOH(q) + H 2 O(l) = H 3 O + (q) + HCOO - (q) Før fortynning: Etter fortynning: 0 0,25 0,75 Etter reksjon: 0,25 0 0,50 Etter likevekt: 0,25 - x x 0,50 + x N + (q) og Cl - (q) er tilskuer-ion 12

13 Svk syre + sterk bse ph i en blnding v HCOOH(q) og NOH(q). Trdisjonell metode Eksempel: Blnder 3 L 1 M HCOOH og 1 L 1 M NOH. Bruker bse-reksjonen (K b = K w /K ) i stedet for syre-reksjonen: Reksjonsligning: HCOO - (q) + H 2 O(l) = OH - (q) + HCOOH(q) Før fortynning: Etter fortynning: 0 0,25 0,75 Etter reksjon: 0,25 0 0,50 Etter likevekt: 0,25 - x x 0,50 + x N + (q) er tilskuer-ion 13

14 Buffer v mursyre og dens ntriumslt (ntriumformit) ph i en buffer v HCOOH(q) og HCOO - (q); trdisjonell metode Eksempel: blnder 1 L 1 M HCOOH og 1 L 1 M HCOON. Reksjonsligning: HCOOH(q) + H 2 O(l) = H 3 O + (q) + HCOO - (q) Før fortynning: Etter fortynning: 0,5 0 0,5 Etter reksjon: (ingen sterk syre/bse) Etter likevekt: 0,5 - x x 0,5 + x Likevekt : Hvis x ph -log K H O ( q) HCOO ( q) 0,5: x H 3O ( q) K H 3O ( q) log K pk 3 HCOOH( q) x(0,5 x) 0,5 x N + (q) er tilskuer-ion 14

15 Buffer v mursyre og ntriumformit, fortstt ph i en buffer v HCOOH(q) og HCOO - (q). Eksempel: blnder 1 L 1 M HCOOH og 1 L 1 M HCOON. HCOOH(q) + H 2 O(l) = H 3 O + (q) + HCOO - (q) Tre ukjente, tre ligninger: 3 Likevekt : K H O ( q) HCOO ( q) HCOOH( q) H O ( q) N ( q) HCOO ( q) [ OH ( )] Elektronøy trlitet : 3 q Mssebln se: HCOO ( q) HCOOH( q) HCOO ( q) 0 HCOOH( q) 0 Setter inn, etter fortynning: K H O ( q) N ( q) H 3O ( q) HCOOH ( q) HCOO ( q) N ( q) H O ( q) osv. 15

16 Buffer Hvis A og B er korresponderende pr v svk syre og svk bse, og [A],[B] >> [H 3 O + ],[OH - ] hr vi en buffer. ph pk log B A Bufferen kn regere med sterk syre eller sterk bse og omgjør denne til svk bse eller svk syre; A/B-forholdet endres med dette litt, men ph bufres og endrer seg lite så lenge mn ikke overskrider bufferkpsiteten. 16

17 Toprotisk syre; okslsyre HOOC-COOH eller (COOH) 2 Okslsyre brukes i syntese-lboppgven. Den er toprotisk: (COOH) 2 (q) + H 2 O(l) = H 3 O + (q) + HOOC-COO - (q) K 1 HOOC-COO - (q) + H 2 O(l) = H 3 O + (q) + (COO) 2 2- (q) K 2 Syrestyrken vtr som hovedregel med 5 størrelsesordener per proton for flerprotiske syrer: K 2 = K 1 /10 5 pk 2 = pk Delvis protolysert okslsyre, HOOC-COO - (q), er en mfolytt: 2HOOC-COO - (q) = (COOH) 2 (q) + (COO) 2 2- (q) 17

18 Andre syre-bse-begrep Trivielt, men likevel nyttig: Et surt stoff er et stoff som regerer med et bsisk stoff, og omvendt. CO(s) + CO 2 (g) = CCO 3 (s) N 2 O(s) + SO 2 (g) = N 2 SO 3 (s) Et surt stoff er et stoff som vsplter H + fr vnn: SO 2 (g) + H 2 O(l) = H 2 SO 3 (q) H 2 SO 3 (q) + H 2 O(l) = HSO 3- (q) + H 3 O + (q) Et bsisk stoff er et stoff som vsplter OH - fr vnn: CO(s) + H 2 O(l) = C 2+ (q) + 2OH - (q) Lewis syre: Elektron-pr-kseptor Lewis bse: Elektron-pr-donor Generell Lewis type reksjon: A + :B = A:B Eksempel: H + + :OH - = H:O:H Eksempel: H 3 B + :NH 3 = H 3 B:NH 3 Lewis-syre-bse-begrepet dekker lle ndre begrep, mens det omvendte ikke nødvendigvis er snt. 18

19 Løselighet Løsning til nøytrle molekyler: Løsning til ioner: C 12 H 22 O 11 (s) = C 12 H 22 O 11 (q) C 2 H 5 OH(l) = C 2 H 5 OH(q) CO 2 (g) = CO 2 (q) Lett løselig: AgNO 3 (s) = Ag + (q) + NO 3- (q) Tungt løselig: AgCl(s) = Ag + (q) + Cl - (q) K K sp [ Ag [ Ag ( q)][ Cl AgCl( s) ( q)][ Cl ( q)] ( q)] 1,8*10 10 M 2 K sp ; løselighetsprodukt 19

20 Kompleksering Løste species, særlig små og ldde, hr en tendens til å binde til seg lignder; vnnmolekyler (dipol/lewis bse). Hvor mnge, kn være bsert på skjønn. ndre løste species. Ligndene koordineres normlt i symmetriske strukturer oktedrisk (6 lignder) tetredrisk (4 lignder) plnkvdrtisk (4 lignder) Eksempel: [Cu(H 2 O) 6 ] 2+ hekskvkopper(ii)ktion (lysblått) [Cu(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] 2+ eller [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ tetrminkopper(ii)ktion (intenst mørkblått) Amin-lignden bindes sterkest, slik t denne likevekten er drevet lngt til høyre. 20

21 Kompleksering; Cu-komplekser, forts. Utfelling v kopperhydroksid: [Cu(H 2 O) 6 ] 2+ (q) + 2OH - (q) = Cu(OH) 2 (s) + 6H 2 O(l) eller [Cu(H 2 O) 6 ] 2+ (q) + 2OH - (q) = Cu(H 2 O) 4 (OH) 2 (s) + 2H 2 O(l) Løsning v kopperhydroksid: Cu(OH) 2 (s) + 6H 2 O(l) = [Cu(H 2 O) 6 ] 2+ (q) + 2OH - (q) K [[ Cu( H O) ] ( q)][ OH ( q)] Ksp [[ Cu( H2O) 6] ( q)][ OH ( q)] 1* Cu( OH ) ( s) 2 M 3 Forenklet (vnlig) beskrivelse v løsning v kopperhydroksid: Cu(OH) 2 (s) = Cu 2+ (q) + 2OH - (q) K [ Cu 2 ( q)][ OH Cu( OH ) ( s) 2 ( q)] 2 K sp [ Cu 2 ( q)][ OH ( q)] 2 1*10 19 M 3 Løsning v kopperhydroksid i overskudd v mmonikk: Cu(OH) 2 (s) + 4NH 3 (q) = [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ (q) + 2OH - (q) 21

22 En- og flertnnete lignder (Mono- og polydentte) H 2 O og NH 3 er eksempler på éntnnete (monodentte) lignder Etylendimin ( en ) er eksempel på en totnnet (bidentt) lignd. Polydentte lignder som kn binde seg til mer enn ett ktion kn virke som nettverksdnnere Benyttes under syntese v mteriler med flere ktioner; holder ktionene homogent fordelt under prosesseringen Eksempel: Sitronsyre H 3 C 6 H 5 O 7 og citrtnionet C 6 H 5 O 7 3- er tridentt og egnet til å lge for eksempel superlederen YB 2 Cu 3 O 7 («YBCO»). Figur: Shriver nd Atkins: Inorgnic Chemistry 22

23 Reduksjon og oksidsjon (red-oks) Reduksjon: A + ze - = A z- eller, mer generelt: A c + ze - = A c-z Ldningen på A blir mer negtiv; oksidsjonstllet reduseres med z Oksidsjon: A = A z+ + ze - eller, mer generelt: A c = A c+z + ze - Ldningen på A blir mer positiv; oksidsjonstllet økes med z Eksempel på red-oks-reksjon: Fe 3+ (q) + Cr 2+ (q) = Fe 2+ (q) + Cr 3+ (q) Reduksjon: Fe 3+ (q) + e - = Fe 2+ (q) Oksidsjon: Cr 2+ (q) = Cr 3+ (q) + e - 23

24 Oksidsjonstll I kjemiske forbindelser er det som regel ikke slik t elektronene er heltllig fordelt og grunnstoffene hr derfor ikke heltllige oksidsjonstilstnder. Det er derfor i prinsippet ikke opplgt hvilke red-oks-prosesser vi egentlig hr, for eksempel i reksjoner som C + O 2 = CO 2 CO + H 2 O = CO 2 + H 2 forbrenning v kull vnn-skift-reksjonen For å få oversikt over kjemien er det imidlertid nyttig å tillegge grunnstoffene formelle oksidsjonstll i kjemiske forbindelser, som om elektronene vr heltllig fordelt i det vi kller en rent ionisk modell 24

25 Formelle oksidsjonstll (repetisjon) Tillegges grunnstoffene i et sett regler for forbindelser mellom ulike grunnstoffer. Tr hensyn til elektronegtivitet og ntll vlenselektroner: Fluor hr lltid formelt oksidsjonstll -1 Oksygen hr oksidsjonstll -2, -1 eller -½, unnttt i forbindelse med fluor. Hydrogen hr oksidsjonstll +1 eller -1. Andre grunnstoffer hr oksidsjonstll som gis v ntll vlenselektroner og ønsket om å oppnå full oktett i ytre skll, smt v forskjell i elektronegtivitet. Summen v oksidsjonstll skl være lik netto ldning for molekylet/ionet. Eksempel, splting v nitrtioner, med litt trening i blnsering: Redox NO (q) = NO (g)+o (g) Alle species Blnsert Med oks-tll - - NO 3(q)+H2O(l) = NO 2(g)+O 2(g)+OH (q) - - 4NO 3(q)+2H2O(l) = 4NO 2(g)+O 2(g)+4OH (q) N O (q)+2h O(l) = 4 N O (g)+o (g)+4o H (q) 25

26 Oksidsjon v metller reduksjon v oksider Ellinghm-digrm Vi bruker som eksempel: Ti(s) + O 2 (g) = TiO 2 (s) r G 0 = -RTlnK Reksjonen skjer (går til høyre) ved stndrdbetingelser (1 tm O 2 ) hvis: K > 1 r G 0 < 0 Ellinghm-digrm: r G 0 vs tempertur Figur: Shriver nd Atkins: Inorgnic Chemistry 26

27 Ellinghm-digrm; tempertur-vhengighet G = H - TS r G 0 = r H 0 - T r S 0 Gsser hr stor entropi, S, i forhold til kondenserte fser: Ti(s) + ½ O 2 (g) = TiO 2 (s) Entropien vtr, r S 0 negtiv, -T r S 0 positiv: r G 0 øker med T C(s) + ½ O 2 (g) = CO(g) Entropien øker, r S 0 positiv, -T r S 0 negtiv: r G 0 vtr med T Totlreksjon: TiO 2 (s) + 2C(s) = Ti(s) + 2CO(g) Figur: Shriver nd Atkins: Inorgnic Chemistry 27

28 Eksempler på industriell fremstilling v grunnstoffer (metller) Fe (totlreksjon, se fig.): 2Fe 2 O 3 + 3C = 4Fe + 3CO 2 Krbotermisk reduksjon Cu, Ni: Røsting v sulfider: Cu 2 S + 3O 2 = 2Cu 2 O + 2SO 2 NiS 2 + 5/2 O 2 = NiO + 2SO 2 med påfølgende reduksjon v oksid, f.eks. krbotermisk eller elektrolytisk Si: Krbotermisk SiO 2 + 2C = Si + 2CO Hvordn renses Si? Hv brukes det til? Al: Krbotermisk (>2000 C) eller elektrolytisk: nfe 0 = - r G 0 Hll-Herult: C-elektroder Figur: Shriver nd Atkins: Inorgnic Chemistry 28

29 Næs Jernverk 29

30 Elektrokjemi (Smme eksempel som vi strtet med:) Reduksjon: A + ze - = A z- eller, mer generelt: A c + ze - = A c-z Oksidsjon: A = A z+ + ze - eller, mer generelt: A c = A c+z + ze - Eksempel: Fe 3+ (q) + Cr 2+ (q) = Fe 2+ (q) + Cr 3+ (q) Reduksjon: Fe 3+ (q) + e - = Fe 2+ (q) Oksidsjon: Cr 2+ (q) = Cr 3+ (q) + e - Elektrokjemi omhndler reduksjons- og oksidsjonsprosesser (red-oks) der reduksjon og oksidsjon skjer på forskjellig sted. 30

31 Eksempel; Dniell-cellen Elektrokjemiske celler Reduksjon: Cu 2+ (q) + 2e - = Cu(s) 1 Oksidsjon: Zn(s) = Zn 2+ (q) + 2e - 1 Totlreksjon: Cu 2+ (q) + Zn(s) = Cu(s) + Zn 2+ (q) Tekst-fremstilling v cellen: Michel Frdy Zn(s) Zn 2+ (q) Cu 2+ (q) Cu(s) Komm skiller stoffer i smme fse Enkle linjer ( ) ngir fsegrenser Dobbel linje ( ) skiller hlvcellene Hvis vi trekker strøm fr cellen får vi F = C/mol elektroner 2F C/mol Zn C (coulomb) = A s 31

32 Arbeid, Gibbs energiforndring og potensilforskjell (spenning) i en elektrokjemisk celle I en elektrokjemisk celle kn vi gjøre elektrisk rbeid w el i tillegg til volumrbeidet w PV. w w el w PV Elektrisk rbeid utført reversibelt på cellen tilsvrer økningen i cellens Gibbs energi; G w el Det elektriske rbeidet vi gjør (tilfører) er gitt ved ntllet elektroner multiplisert med ldningen (-ne, eller nf for et mol reksjoner) og med potensilforskjellen E fr strtpunktet til sluttpunktet: G = w el = -nee (per reksjonsenhet) G = w el = -nfe (per mol reksjonsenheter) Dette uttrykker blnsen i elektrokjemisk celle ved likevekt (null strøm). Potensilforskjellen for elektroner oppveier forskjellen i Gibbs energi for reksjonen. Hvis elektronene vil gå fr negtiv til positiv elektrode, blir E positiv; w el og G blir d negtive; cellen gjør rbeid; Glvnisk celle (btteri, brenselcelle). Hvis elektronene må gå fr positiv til negtiv elektrode, blir E negtiv; w el og G blir d positive; vi gjør rbeid på cellen; Elektrolytisk celle (elektrolyse, ldning v kkumultor). 32

33 Cellespenning; Nernst-ligningen Gibbs energiforndring og cellespenning: G nfe Stndrd Gibbs energiforndring og stndrd cellespenning 0 0 G nfe Smmenhengen mellom de to, G G 0 RT ln Q Gir Nernst-likningen (for hele celler og for ktoder): E E 0 RT nf ln Q 33

34 Ved 298 K Vi liker å bruke log i stedet for ln: log x 0,434ln x Ved 298 K: RT 298 0,059 K ln Q log Q nf n slik t vi ofte ser for eksempel Nernst-ligningen skrevet: E E 0 0,059 log Q n Husk t dette d gjelder bre ved bruk v log og ved 298 K. 34

35 Tre måter å ngi stndrd-dt for en elektrokjemisk reksjon: G 0 RT ln K nfe 0 Legg merke til t energiendringer G og G 0 er proporsjonle med ntll mol elektroner i reksjonen (ekstensiv egenskp), mens E og E 0 er uvhengige v ntll mol (intensiv egenskp). 35

36 Reduksjonspotensiler; refernseelektrode Snn verdi v E 0 for én hlvcelle kn ikke måles. Vi må h en motelektrode en refernseelektrode. Vi definerer derfor en stndrd refernse-hlvcelle; Stndrd hydrogen-elektrode (SHE): 2H + (q, 1M) + 2e - = H 2 (g, 1 br) E 0 0 r G 0 0 Zn 2+ (q, 1M) + 2e - = Zn(s) E 0 =? Vi måler: E(Zn 2+,Zn) - E(H +,H 2 ) = V Zink-elektroden hr negtiv spenning, Pt-elektroden positiv. Dette betyr t E(Zn 2+,Zn) SHE = V Spontn cellereksjon; 2H + (q) + Zn(s) = H 2 (g) + Zn 2+ (q) E celle = 0 V - (-0.76 V) = V r G 0 = -147 kj/mol Figur: Shriver nd Atkins: Inorgnic Chemistry 36

37 Elektrokjemisk serie (spenningsrekken) Øverst: Stor positiv E(Oks,Red) Oksidert form er et sterkt oksidsjonsmiddel Eks.: F 2 (g) +2e - = 2F - (q) E= V Hlogener, edelmetllioner, høye oksidsjonstrinn Nederst: Stor negtiv E(Oks,Red) Redusert form er et sterkt reduksjonsmiddel Eks.: Li + (q) + e - = Li(s) E= V Uedle metller Tbell: Shriver nd Atkins: Inorgnic Chemistry Hvis to hlvreksjoner kombineres vil den som står øverst i spenningsrekken gå til høyre, mens den som står nederst vil gå til venstre (under stndrdbetingelser). 37

38 Hlvceller En elektrokjemisk reksjon eller celle omftter to hlvreksjoner eller hlvceller. Vi kn velge å kombinere dem på to måter: Reduksjon: A + xe - = A x- Oksidsjon: B = B y+ + ye - y x Totl: ya + xb = ya x- + xb y+ G E totl E red yg E oks red xg oks Reduksjon 1: A + xe - = A x- y Reduksjon 2: B y+ + ye - = B - x Totl: ya + xb = ya x- + xb y+ G E totl E red1 yg E red1 red 2 xg red 2 38

39 Øvelser 39

40 Kinetikk og overpotensiler Reksjoner krever ktivering; ktiveringsenergi Kn uttrykkes som ktiveringspotensil; overpotensil E op = -ΔG kt /nf Overpotensilet er krkteristisk for hver delreksjon Eks.: Reduksjon og oksidsjon v vnn hr ofte rundt 0.6 V i overpotensil 40

41 Termodynmikk, kinetikk, ktlyse Eksempel: Oksidsjon v mmonikk 41

42 Oppsummering Kpittel 6 Et mål med kpittelet hr vært å gjøre seg kjent med Viktige typer kjemiske reksjoner og likevekter (syre-bse, oppløsningutfelling, kompleksering, red-oks, elektrokjemi) Beregninger v konsentrsjoner i kjemiske likevektssystemer Måter å fremstille dt for likevekter på Konsentrsjoner i kjemiske likevekter kn beregnes ved å kombinere Likevektskonstnt(er) Msseblnse(r) Elektronøytrlitet Alterntiv (trdisjonell) metodikk i beregninger v bl.. syre-bselikevekter: Finn relevnt reksjonsligning Blnding fortynning Reksjon (sterke syrer eller bser regerer fullstendig) Fininnstilling v likevekt 42

43 Oppsummering, Kp. 6, forts. Mnge prktiske verktøy for likevektsdt: Generelt: G 0 RT ln K nfe 0 Spesielt for red-oks-kjemi: Ellinghm-digrm G 0 vs T for oksidsjoner Spenningsrekken E 0 for reduksjon 43