Studie av overføring av kjemisk energi til elektrisk energi og omvendt. Vi snakker om redoks reaksjoner

Transkript

1 Kapittel 19 Elektrokjemi Repetisjon 1 ( ) 1. Kort repetisjon redoks Reduksjon: Når et stoff tar opp elektron Oksidasjon: Når et stoff avgir elektron 2. Elektrokjemiske celler Studie av overføring av kjemisk energi til elektrisk energi og omvendt. Vi snakker om redoks reaksjoner Vi har to typer celler: Galvanisk celle: En kjemisk reaksjon produserer elektrisk strøm (spontant) Elektrolytisk celle: En bruker elektrisk strøm for å få en kjemisk reaksjon til å gå. (ikkespontan) 3. Galvanisk celle Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq)+ Cu(s) Vi danner en galvanisk celle ved å fysisk separere de to halvreaksjonene i en redoksreaksjon. Zn Zn e - Anode Oksidasjon Negativ elektrode Cu e - Cu Katode Reduksjon Positiv elektrode Saltbro: Ionene i saltbroen kan vandre til halvcellene slik at ladningsbalansen blir opprettholdt. En kan ha porøsvegg isteden for saltbro (ionene kan gå gjennom den porøse veggen) Linjenotasjon: Zn(s) Zn 2+ (1,00 M) Cu 2+ (1,00 M) Cu

2 Kapittel 19 Elektrokjemi Repetisjon 2 ( ) Flere oppgaver til kapittel 19: 19.12,19.16, 19.32, (unntatt G o ), 19.32, PS! Med emf mener de E celle - Cellepotensial, E celle og standard cellepotensial, E o celle Cellepotensial, E celle : Evnen en galvanisk celle har til å trekke elektron gjennom en elektrisk leder. Cellepotensial er målt i volt (V) Standard cellepotensiale, E o celle: Cellepotensial når T = 25 o C, kons. = 1,00 M og trykk = 1,00 atm - Standard reduksjonspotensial, E o red Reduksjonspotensialet for en halvreaksjon (halvcelle) ved standard tilstand (Kons. = 1,00 M, trykk = 1,00 atm og temp. = 25 o C). Angir tendensen en forbindelse har til å bli redusert. Til høyrer reduksjonspotensiale til lettere blir den redusert Mn e - Mn E o red = -1,18 V En kan ikke måle E o red direkte. Vi måler den relativt til en standard elektrode (der E o red = 0 pr. def.). Standard hydrogen elektrode blir brukt som standard. o Standardhydrogen elektrode Platina elektrode i 1,00 M H + og 1,00 atm H 2 gass 2H + + 2e - H 2 E o red = 0,00 V En har tabeller over alle standard reduksjonspotensialene målt mot standard hydrogen elektrode.

3 Standard oksidasjonspotensial får en ved å snu reduksjonsreaksjonen og bytte fortegn på E o red Mn e - Mn E o red = -1,18 V Mn Mn e - E o oks = 1,18 V - Hvordan vite hva som blir reduser og oksidert i en galvanisk celle Mn e - Mn E o red = -1,18 V 2H + + 2e - H 2 E o red = 0,00 V Det stoffet med størst reduksjonspotensial blir redusert (denne reaksjonen har størst tendens til å gå den veien den er skrevet) H + blir redusert og Mn blir oksidert Total reaksjon: Vi lar halvreaksjonen for det stoffet som blir redusert stå og snur reaksjonen den halvreaksjonen som blir oksidert. 2H + + Mn Mn 2+ + H 2 - Beregninger av cellepotensial o Standard celler Standard celler: Galvaniske celler der alle løsningene har en konsentrasjon på 1,00 M og temperaturen er 25 o C Eksempel: Mn Mn 2+ (aq, 1,00 M) H + (aq, 1,00 M), H 2 (g, 1,00 atm) Pt Mn e - Mn E o red = -1,18 V blir oksidert (E o oks = 1,18 V) 2H + + 2e - H 2 E o red = 0,00 V blir redusert Cellereaksjon: 2H + + Mn Mn 2+ + H 2 E o celle = E red + E oks = 0,00 V +1,18 V = 1,18 V PS! Standard cellepotensial er ikke avhegning av hvor mange elektron som blir overført i reaksjonene. Dette betyr at selv om en ganger en halvreaksjon med et tall for a balansere cellereaksjonen så skal en ikke gange reduksjonspotensialet Tips: For galvaniske celler MÅ E o celle være positive o Ikke-standard celler Ikke-standard celler: Alle løsningene har ikke konsentrasjon på 1,00 M og/eller temperaturen er ikke 25 o C

4 Nernst ligning Nernst ligning: o RT Ecelle = Ecelle ln Q nf F - Faraday s konstant (96485 C/mol) n - er antall elektronoverført i cellereaksjonen Q er massevirkningsuttrykket R- Gasskonstant (8,3145 J/molK) Nernst ligning ved 25 o C: = o 0,0591 Ecelle Ecelle log Q n Eksempel: Mn Mn 2+ (aq, 0,50 M) Fe 2+ (aq, 0,20 M), Fe 3+ (aq, 0,30 M) Pt Platina (Pt) er en inert elektrode, den deltar ikke i reaksjonen. Halvreaksjoner: Mn e - Mn E o red = -1,18 V blir oksidert (E o oks = 1,18 V) Der finnes flere halvreaksjoner for Fe 2+ og Fe 3+ (i) Fe 3+ + e - Fe 2+ E o red = 0,77 V (ii) Fe e - Fe E o red = -0,44 V (iii) Fe e - Fe E o red = -0,036 V Mn 2+ vil bli oksidert samme hvilke reaksjon som skjer for jern. Mn 2+ har lavere reduksjonspotensial enn (i), (ii) og (iii). Jern må bli redusert. Skjer (i), (ii) eller (iii)? (i) har høyest reduksjonspotensial og den blir derfor lettest redusert den vil skje. Cellereaksjon: 2Fe 3 + Mn Mn Fe 2+ E o celle = E red + E oks = 0,77 V +1,18 V = 1,95 V 2 ( 0, 20) ( 0,50) 2 ( ) , , 0591 log log Fe Mn o o E = = celle Ecelle Q Ecelle 3+ 2 n n Fe 0, 0591 = 1,95 log = 1,97V 2 0,30

5 Kapittel 19 Elektrokjemi Repetisjon 4 ( ) Korrosjon av jern Våtkorrosjon: Metallet reagerer med H 2 O, O 2, CO 2 og SO 2 Korrosjon er i prinsippet lik den prosessen en har i en galvaniskcelle. En har et område i metallet som er anode og et som er katode (pga. forurensinger i metallet) Anode (oksidasjon) : Fe Fe e - Katode (reduksjon): O 2 + H 2 O +4e - 4OH - Fe 2+ vil bli oksidert videre til Fe 3+ : 2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3. 3H 2 O Vannet er viktig og ionene i vannet er viktig. Vi må ha vann for å få kontakt mellom anoden og katoden og ionene til å transportere elektronene. En vil ha mer korrosjon dersom en har sur nedbør (pga at reduksjonspotensialet til O 2 i surt miljø er større enn i nøytralt/basis miljø). Salting av veier vil øke korrosjonen pga at antall ioner i vannet øker Korrosjonsvern 1. Bruke edle metall som ikke korroderer lett (DYRT!) 2. Hindre at O 2 og H 2 O kommer i kontakt med metallet (i) (ii) 3. Katodisk beskyttelse (i) (ii) Maling Metallbelegg - Forkromming hardt metall som ikke korroderer lett - Fornikling Motstandsdyktig mot vann luft og baser - Forsinking Sink blir lettere korrodert enn jern men det blir laget et beskyttende belegg ( Zn(OH). 2 ZnCO 3 ) Offeranode Kobler et mindre edelt metall (lettere oksidert) til metallet en vil beskytte. Det mindre edle metallet vil korrodere bort først. (varmtvannstanker og rørledninger, propeller) Kobler metallet til en negativ pol på en ytre strømkilde. Det en vil beskytte blir katode (dvs. ingen oksidasjon) 4. Anodisk beskyttelse En dannet et beskyttende oksidlag (lar et stoff oksidere) F. eks. 4Al + O 3 2Al 2 O 3

6 4. Elektrolytisk celle En bruker elektrisk strøm for å få en kjemisk reaksjon til å gå. Dersom en i en galvanisk celle setter på strøm i motsatt retning av det cellen selv produserer kan en få reaksjonen til å gå motsatt vei. En må da minst sette på en spenning som er like stor som den cellen selv produserer. I en elektrolytisk celle trenger en ikke å skille de to halvcellene fysisk. - Elektrolyse i vannløsning Det er vanskelig å vikte hva som skjer. En må også ta hensyn til at vann kan blir elektrolysert. En må ofte gjøre eksperiment for å kunne bestemme hvilke reaksjoner som skjer. Kapittel 6 Termokjemi (repetisjon ) 1. Energi - Definisjon Energi: Evnen til å utføre arbeid eller produsere varme Energi kan ikke bli dannet eller ødelagt, bare overført mellom ulike former Energien i universet er konstant - Kinetisk og potensiell energi Kinetisk energi: Bevegelses energi. Kinetiske energi er avhengig av masse og fart. E kin = ½ mv 2 Potensiell energi: Laget energi har med posisjon eller sammensetning o Overføring av energi Energi kan ikke dannes eller forbrukes bare overføres mellom ulike former 2. Tilstandsfunksjoner En størrelse eller egenskap til et system som ikke er avhengig av systemets fortid, bare den tilstanden systemet er i. Viktig: Endring av en størrelse som er en tilstandsfunksjon er bare avhengig av start og slutt tilstand ikke hvordan endringen har skjedd P start = 1,00 atm P slutt = 5,00 atm P = P slutt P start = 4 atm