8. Ulike typer korrosjonsvern. Kapittel 10 Elektrokjemi. 1. Repetisjon av noen viktige begreper. 2. Elektrolytiske celler

Transkript

1 1 Kapittel 10 Elektrokjemi 1. Repetisjon av noen viktige begreper 2. Elektrolytiske celler 3. Galvaniske celler (i) Cellepotensial (ii) Reduksjonspotensialet (halvreaksjonspotensial) (iii) Standardhydrogen elektrode (iv) vordan forutsi hva som skjer i en galvanisk celle (v) Beregning av standardcellepotensial, E o celle (vi) Beregning av ikke-standard cellepotensial 4. Batteri 5. Skjer det en spontan reaksjon? 6. Elektrolyse celle 7. Korrosjon (i) (ii) Våtkorrosjon Tørrkorrosjon 8. Ulike typer korrosjonsvern

2 2 Kapittel 10 Elektrokjemi Elektrokjemi: Studie av overføring av kjemisk energi til elektrisk energi og omvendt. 2. Elektrokjemiske celler Vi har to typer elektrokjemiskeceller: (i) Galvanisk celle: Omforming av kjemisk energi til elektrisk energi Vi har separert de to halvreaksjonene (når vi bare skriver en reduksjon eller en oksidasjon kaller vi det halvreaksjon). Zn(s) Zn 2+ (aq, 1,0 M) Cu 2+ (aq, 1,0 M) Cu 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! Metallstavene blir kalt elektroder og de har spesielle navn. Anode elektroden der det skjer oksidasjon i en galvaniske celle er den negativ Katode elektroden der det skjer reduksjon i en galvanisk celle er den positiv Kapittel 10 Elektrokjemi (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. Cellepotensialet er avhengig av temperatur og konsentrasjonen av løsningene. En definerer derfor en standard tilstand (der konsentrasjon og temperatur er gitt) 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

3 3 (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 3 O + og 1,00 atm 2 gass e - 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

4 4 En har tabeller over alle standard reduksjonspotensialene målt mot standard hydrogen elektrode. vordan 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) vordan forutsi hva som blir oksidert og redusert i en galvanisk celle? En ser på standard reduksjonspotensialet for de to halvreaksjonene. alvreaksjonen med høyest reduksjonspotensial blir reduser! Eksempel: Mn e - Mn e - 2 E o red = -1,18 V 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) + 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 Mn Mn (v) Beregning av standard cellepotensial for en galvanisk celle, E o celle: E o celle = E o red + E o oks Mn Mn 2+ (aq, 1,00 M) + (aq, 1,00 M), 2 (g, 1,00 atm) Pt Eksem pel: Mn e - Mn E o red = -1,18 V blir oksidert (E o oks = 1,18 V) e - 2 E o red = 0,00 V blir redusert Cellereaksjon: Mn Mn

5 5 E o celle = E red + E oks = 0,00 V +1,18 V = 1,18 V PS! Standard reduksjonspotensialene 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 (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: o 0,0591 Ecelle = Ecelle log Q n ved 25 o C Q er massevirkningsuttrykket og n er antall elektron overført. 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, så reduksjonsreaksjonen er den mellom Fe 2+ og Fe 3+ Mn e - Mn E o red = -1,18 V blir oksidert (E o oks = 1,18 V) Fe 3+ + e - Fe 2+ E o red = 0,77 V blir redusert 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 0,0591 Fe Mn o o Ecelle = Ecelle logq= Ecelle log 2 n n 3+ Fe 0,0591 = 1,95 log 2 0,30

6 6 Kapittel 10 Elektrokjemi 4. Batteri Batteri er galvaniske celler eller en serie med galvaniske celler 5. Skjer det en spontan reaksjon? Eksempel: I Cu - II Zn Zn 2+ Cu 2+ I hvilke av disse skjer det en spontan reaksjon? Vi glemmer at vi skal se på disse og ser bare på de to halvreaksjonene og bruker reduksjonspotensialene til å bestemme hva den spontane reaksjonen må være dersom en hadde hatt alle forbindelsene ( Zn 2+, Zn, Cu 2+ og Cu) tilstede. alvreaksjonene: Cu e - Cu E o red = 0,34 V

7 7 Zn e Zn E o red = -0,76 V Den spontane reaksjonen er at Cu 2+ blir redusert (den har høgast reduksjonspotensiale) og Zn vil da bli oksidert. Den spontane reaksjonen blir da: Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ Kan denne rekajosnen skje i I? Nei, i I har vi ikke Cu 2+ og Zn Kan denne rekajosnen skje i II? Ja, i II har vi Cu 2+ og Zn 6. Elektrolyse 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. Galvanisk celle 1,10 V Elekrtrolytisk celle Spenning >1,10 V - + Saltbru e Saltbru e- - e- e - K + I - K + I - Zn Zn2+ Cu2+ Cu Zn Zn2+ Cu2+ Zn Zn e - Cu e - Cu Zn e Zn Cu Cu + 2e - Anode Katode Katode Anode Negativ Positiv Negativ Positiv 7. Korrosjon Korrosjon er oksidasjon av metall forårsaket av omgivelsene Me Me n+ +ne - Cu

8 8 vorfor skjer dette? Fordi de fleste metall har standard reduksjonspotensiale som er lavere enn reduksjonspotensialet til oksygen. Dette betyr at oksygen kan oksidere de fleste metall (og selv bli redusert) Men selv om oksygen kan oksidere de fleste metall går heldigvis mange av reaksjonene sakte. For mange metall kan det bli dannet oksidlag som danner et beskyttende lag og hindrer videre korrosjon f. eks aluminium Korrosjon av jern Våtkorrosjon: Metallet reagerer med 2 O, O 2, CO 2 og SO 2 Korrosjon er i prinsippet lik den prosessen en har i en galvaniskcelle. Vi 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 O +4e - 4O - Fe 2+ vil bli oksidert videre til Fe 3+ : 2Fe(O) 3 Fe 2 O 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.

9 9 Kapittel 10 Elektrokjemi 8. Ulike typer korrosjonsvern 1. Bruke edle metall som ikke korroderer lett (DYRT!) 2. indre at O 2 og 2 O kommer i kontakt med metallet (i) Maling (ii) 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(O) 2. ZnCO 3 ) 3. Katodisk beskyttelse (i) 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) (ii) 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 5. Bruke av legeringer som er mer motstandsdyktig mot korrosjon. Kapittel 11 Organisk kjemi 1. Organisk kjemi Organiske molekyl er molekyl som inneholder karbon (med noen unntak som CO 2, CO, 2 CO 3, grafitt, diamant) 2. ydrokarbon Molekyl som bare består av karbon og hydrogen (i) Metta hydrokarbon I metta hydrokarbon har en enkel bindinger mellom alle C-atomene Alkan

10 10 Åpne kjeder av karbon atom der hvert karbon er bundne til 4 andre atom Det enkleste alkanet er C 4 Navn: metan Neste alkan er C 2 6 Navn: Etan C 3 8 propan C4 10 butan C 5 12 pentan osv Etter butan er navnet gitt av gresk tallord. Generell formel C n 2n+2 Ringforbindelser Sykliske alkan (ii) Umetta hydrokarbon Alken Inneholder en eller flere dobbelt bindinger mellom C-atom Den enkleste alkenet er C 2 4 C C Navn: Eten Nesten samme navnet som mettet hydrokarbon, men har endingen en i staden for an Alkyn Inneholder en eller flere trippel bindinger mellom C-atom Den enkleste alkenet er C 2 2 C C Navn: Etyn Nesten samme navnet som mettet hydrokarbon, men en har endingen yn i staden for an (iii) Aromatiske forbindelser Forbindelser som inneholder en eller flere bensenringer Bensen: C 6 6 eller

11 11 3. Funksjonelle grupper knyttet til et hydrokarbon En funksjonell gruppe er et eller flere atom i et molekyl som bestemmer de kjemiske egenskapene. R betyr en kjede med karbonatom: C 3 -, C 3 C 2 -, C 3 C 2 C 2 - C 3 C 2 C 2 C 2 - Navnsetning: Med stamme mener vi navnet på alkanet som inneholder det samme antall karbonatom 1 C = metan, 2 C = etan, 3 C = propan, 4 C = butan, 5 C = pentan, 6 C = heksan, 7 C = heptan osv. Funksjonell gruppe Generelt navn Eksempel Navn Gruppe Alkohol R O Stamme + ol C 3 C 2 O Etanol Aldehyd Stamme + al 3 C 2 C Propanal C O C O R Keton R Stamme + on 3 C Propanon C O C O R 3 C Karboksylsyre R Stamme + syre 3 C Etansyre (eller C O C O eddiksyre) O Aminer R Stamme+amin Etylamin O R N R 3 C 2 C N Aminosyre O 2 N C C O

12 12 4. Naturgass og råolje Forsilt brennstoff - dannet ved nedbryting av organsikk mataeriale under høgt trykk og høg temperatur (i) Naturgass Naturgass består av de letteste hydrokarbonene (for det mestest metan, etan. I tillegg kan en ha litt propan og butan). (ii) Råolje Råolje består av: Alkan (med 4-20 karbonatom) Sykloalkan Aromatiske forbindelser Forurensninger som f. eks svovel Råolje blir destillert for å separere de ulike alkanene.