Elektrokjemi: Studie av overføring av kjemisk energi til elektrisk energi og omvendt.

Transkript

1 1 Kapittel 10 Elektrokjemi Elektrokjemi: Studie av overføring av kjemisk energi til elektrisk energi og omvendt. 1. Repetisjon av viktige begreper: Reduksjon: Når et stoff tar opp elektron: Cu e - Cu Oksidasjon: Når et stoff avgir elektron: Zn Zn e - Total reaksjon: Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ Dersom vi har en reduksjon, vil vi altså alltid også ha en oksidasjon. Reduksjonsmiddel: Det stoffet som blir oksidert. Oksidasjonsmiddel: Det stoffet som blir redusert

2 2 2. Elektrokjemiske celler Vi har to typer elektrokjemiskeceller: (i) (ii) Galvanisk celle: Omforming av kjemisk energi til elektrisk energi Elektrolytisk celle: Omforming av elektrisk energi til kjemisk energi. 3. Galvanisk celle Cu 2+ Zn Sinkstav i en løsning av kobberion Observasjon: Et brunt belegg av kobbermetall på sinkstaven. Reaksjon: Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Ingen elektrisk-strøm

3 3 Galvanisk celle: Hvordan danne en galvanisk celle? Vi har separert de to halvreaksjonene (når vi bare skriver en reduksjon eller en oksidasjon kaller vi det halvreaksjon). Reduksjon: Cu e - Cu Oksidasjon: Zn Zn e - De to metall stavene er bundne sammen med en elektrisk leder. I den ene cellen (halvcellen) vil det skje en oksidasjon. Disse elektronene vil vandre gjennom den elektriske lederen til den andre cellen (halvcellen) og bli brukt der til en reduksjon. Vi har produsert elektrisk strøm! Vi må ha en forbindelse mellom de to halvcellenne (f. eks ha en saltbro (et U-rør med en løsning av ion f. eks KI-løsning). Hvorfor? - Fordi en må hindre opphoping av ladning i de to halvcellene.

4 4 Metallstavene blir kalt elektroder og de har spesielle navn. Anode elektroden der det skjer oksidasjon i en galvaniske celle er den positiv Katode elektroden der det skjer reduksjon i en galvanisk celle er den negativ En enklere måte å skrive en galvanisk celle på: Linjenotasjon: Zn(s) Zn 2+ (aq, 1,0 M) Cu 2+ (aq, 1,0 M) Cu (s) En strek betyr skille mellom faser (metallstav og løsning), to streker betyr saltbro eller porøsvegg. Når en skriver en galvanisk celle på denne måten er det vanlig å skrive anode til venstre og katode til høyre.

5 5 (i) Cellepotensial for galvaniske celler Cellepotensial (cellespenning), E celle evnen en galvanisk celle har til å trekke elektron gjennom den elektriske lederen. Cellepotensial blir målt i volt. Standard cellepotensial, E o celle: Målt cellepotensial når konsentrasjonene av løsningene er 1,00 M, trykket av gasser er 1,00 atm og temperaturen er 25 o C (ii) Reduksjonspotensial, E red Et reduksjonspotensial er evnen et stoff har til å bli redusert. Cu e - Cu Men! Et stoff har i seg selv ingen evne til å bli redusert. Det er ikke mulig å måle reduksjonspotensial! Problemet er løst på følgende måte: - En har definert en bestemt reduksjonsreaksjon (halvcelle) som standard og gitt denne reduksjonspotensial lik null. - Alle mulig andre halvceller har blitt målt mot denne og en har funne relative reduksjonspotensialer for halvreaksjoner. (iii) Standard hydrogenelektrode (standard halvcelle) Platina elektrode (inert elektrode deltar ikke i reaksjonen) i 1,00 M H og 1,00 atm H 2 gass. 2H + + 2e - H 2 E o red = 0,00 V Standard reduksjonspotensial, E o red: Reduksjonspotensialet når: Kons. = 1,00 M Trykk = 1,00 atm Temp. = 25 o C Mn e - Mn E o red = -1,18 V En har tabeller over alle standard reduksjonspotensialene målt mot standard hydrogen elektrode.

6 6 Hvordan finne standard oksidasjonspotensial? Verdien for standard oksidasjonspotensial, E o oks, finner en ved å endre fortegnet på standard reduksjonspotensialet for samme reaksjonen. Mn e - Mn E o red = -1,18 V Mn Mn e - E o oks = 1,18 V (iv) Hvordan forutsi hva som blir oksidert og redusert i en galvanisk celle? En ser på standard reduksjonspotensialet for de to halvreaksjonene. Halvreaksjonen med høyest reduksjonspotensial blir reduser! Eksempel:

7 7 (v) Beregning av standard cellepotensial for en galvanisk celle, E o celle: E o celle = E o red( for stoffet som blir redusert) + E o oks(for stoffet som blir oksidert) Eksempel:

8 8 (vi) Beregning av ikke-standard cellepotensial - Nernst ligning: Dersom vi ikke har konsentrasjoner på 1,00 M er det ikke E o celle vi måler, men E celle. Vi har følgende sammenheng mellom E o celle og E celle Nernsts ligning: E celle = E o celle 0,059 log Q n ved 25 o C Q er massevirkningsuttrykket og n er antall elektron overført. Eksempel: