Elektrokemi. KEMA02 VT2012, Kemiska Institutionen LU /KEBergquist F9

Transkript

1 Elektrokemi 1 anod (oxida0on) och katod (reduk0on) halvcellsreak0on cellreak0on cellpoten0al a8 teckna cellschema standard- vätgascellen och standardpoten0aler galvaniskt element vs. elektroly0sk cell Nernst ekva0on koncentra0onscellen

2 Elektronutbyte mellan Cu 2+ och Zn- metall 2 aq. Cu 2+ + Zn- metall ß 2 e - Cu 2+ oxiderar Zn Cu- metall + aq. Zn 2+ A&J Figure K.5 (F82)

3 Elektronutbyte mellan Ag + och Cu- metall 3 a) b) aq. AgNO3 Ag- metall e - Cu- metall aq. Cu 2+ blå lösning A&J Figure K.6 (F83)

4 Elektronutbyte mellan de två 4 elektroderna ANODEN och KATODEN Sluten krets i en öppen elektrokemisk cell Anoden är elektroden där oxida0on sker oxida0on Zn(s) <- > Zn e - Katoden är elektroden där reduk0on sker reduk0on Cu e - <- > Cu(s) e - All0d gäller a8 vid; Anod sker Oxida0on Katod sker Reduk0on A&J Figure13.2

5 Elektrokemisk cell av 5 Zn/ZnSO 4 och Cu/CuSO 4 Elektroder i separata kammare av poröst membran Laddningsutjämning i lösningen: SO 2-4 vandrar genom membranet [Zn 2+ ] och [SO 2-4 ] ökar vid anoden [Cu 2+ ] och [SO 2-4 ] minskar vid katoden Utan y8re ledare har vi en poten0alskillnad mellan elektroderna som svarar mot redoxjämviktens kemiska drivkra], ΔG, Gibb's fria energi.

6 Cellschema för elektrokemisk cell 6 Daniells element Zn/Zn 2+ och Cu/Cu 2+ En elektrokemisk cell separata halvceller för anod o katod saltbrygga för laddningsutjämning (tex. KCl) elektrisk ledare från elektroderna Cellschema (all0d anod vä katod hö) Zn(s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) Anod (vänster) Katod (höger) Ver0kalt streck avdelar olika faser Dubbelt ver0kalt streck = saltbrygga

7 Cellpoten0al 7 Redoxjämviktens kemiska drivkra], ΔG (ΔG < 0 spontan reak0on) reducerande förmågan hos anoden oxiderande förmågan hos katoden Zn(s) - > Zn e - Cu e - - > Cu(s) ΔG är propor0onell mot cellens poten0al, E cell ΔG = - nfe cell (J/mol) n = antal elektroner Repe00on ellära: F är Faradays konstant (96485 C/mol)

8 Halvcellsreak0on och cellreak0on 8 Halvcellsreak0oner för Daniell elementet Zn(s) - > Zn e - Cu e - - > Cu(s) anodreak0on ox katodreak0on red Cellreak0on för Daniell elementet Zn(s) + Cu 2+ - > Zn 2+ + Cu(s) Cellpoten0alen vid standard0llstånd E 0 cell = + 1,10 V [Zn 2+ ] = 1M o [Cu 2+ ] = 1M Cu(s) + 2Ag + - > Cu Ag(s) E 0 cell= +0,46V Zn(s) + 2Ag + - > Zn Ag(s) E 0 cell= +1,56V 1,10 + 0,46 = 1,56 V

9 Standardhalvcell för uppmätning av standardpoten0al 9 För a8 kunna jämföra metallers oxiderande förmåga: Standardhalvcell för uppmätning av halvcellspoten0al H 2 (g) - > 2H e - anod Standardpoten0al E 0 Metallens oxiderande förmåga mäts i en standardcell med (exempel Cu) H 2 (g) - > 2H + + 2e - anod 1bar, 1M Cu e - - > Cu(s) katod 1M E 0 (Cu 2+ /Cu) = 0,34 V E 0 (Zn 2+ /Zn) = - 0,76 V E 0 (H + /H 2 ) = 0,00 V per defini0on

10 10 Sammanfa8ning standardcell Halvcellsreak0on för redox- paret (H + /H 2 ) H 2 (g) - > 2H + + 2e - anod Halvcellsreak0on för redox- paret (Cu 2+ /Cu) Cu e - - > Cu(s) katod Cellreak0onen för uppmätning av standardpoten0al för (Cu 2+ /Cu) Cu 2+ + H 2 (g) - > Cu(s) + 2H + Cellschema Pt(s) H 2 (g) H +, aq., 1M Cu 2+, aq., 1M Cu(s) Anod Katod Standardpoten0alen E 0 (Cu 2+ /Cu) = E 0 cell E]ersom alla redox- par får sin standardpoten0al som cellpoten0alen mot standard- vätgaselektroden blir E 0 för (H + /H 2 ) = 0.

11 Elektrokemi A&J Table Halvcellsreaktionernas standardpotential E 0

12 Standardpoten0aler för elektroposi0va och elektronega0va element 12 A&J Figure 13.9

13 Elektrokemi A&J Table Halvcellsreaktionernas standardpotential E 0

14 Cellens poten0al Galvaniskt element E 0 celll > 0 ( spontan process) 14 Standardpoten1aler Zn e - - > Zn(s) Cu e - - > Cu(s) E 0 = V E 0 = +0.34V Halvcellsreak1oner anod Zn(s) - > Zn e - katod Cu e - - > Cu(s) Cellreak1on Zn(s) + Cu 2+ - > Zn 2+ + Cu(s) Cellschema Zn(s) Zn 2+,aq, 1M Cu 2+,aq, 1M Cu(s) Anod (vänster) Katod (höger) Cellens poten1al E 0 celll = E0 katod - E0 anod = = V

15 E 0 < 0 ej spontan cellprocess 15 tex. vätgasdrivande metaller Cellreak0onen (för uppmätning av standardpoten0al för (Zn 2+ /Zn)) Zn 2+ + H 2 (g) - > Zn(s) + 2H + Cellschema Pt(s) H 2 (g) H +, aq., 1M Zn 2+, aq., 1M Zn(s) Anod Katod Standardpoten0alen E 0 för (Zn 2+ /Zn) = E katod - E anod = - 0,76 V E 0 cell < 0 - > cellreak0onen ej spontan Reak0onen går åt vänster och ger vätgasutveckling. Zink är vätgasdrivande!

16 E 0 < 0 ej spontan cellprocess Vätgasdrivande metall 16

17 Standardförfarande vi uppställning 17 av elektrokemisk cell Cellreak1on Zn(s) + Cu 2+ - > Zn 2+ + Cu(s) (tecknas som önskas) Cellschema Zn(s) Zn 2+,aq, 1M Cu 2+,aq, 1M Cu(s) (anod = oxida0on 0ll höger) Anod Katod (katod = reduk0on vänster) Cellens poten1al E celll = E katod - E anod = = 1.10 V Om E celll > 0 V då är processen spontan och vi har e; galvaniskt element Om E celll < 0 V då krävs en pålagd spänning > E celll för a8 driva reak0onen framåt och vi har då en elektroly1sk cell

18 Nernst ekva0on 18 Gibbs' fria energi, ΔG - max expansionslöst arbete vid reak0on Ellära arbetet w som usöres av n mol laddning - e som passerar poten0alskillnaden E w = - n e N A E ΔG = - n F E cell där F = C M - 1 ΔG = ΔG 0 + RT ln Q - n F E cell = - n F E 0 cell + RT ln Q Nernst ekva0on E cell = E 0 cell (0.0257/n) ln Q a = P i (bar) för gaser och a=1 för rena fasta ämne o vätskor

19 Beräkna cellpoten0al eller reak0onskvot Q med Nernst ekva0on 19 Zn(s) + Cu 2+ - > Zn 2+ + Cu(s) Zn(s) Zn 2+,aq, 1M Cu 2+,aq, 1M Cu(s) E 0 celll= E 0 katod- E 0 anod = = 1.10 V Nernst ekvason Beräkna [Zn 2+ ]/[Cu 2+ ] då E cell = 0,55 V E cell = E 0 cell (0.0257/n) ln Q n = = 1.10 (0.0257/2) ln ([Zn 2+ ]/[Cu 2+ ]) [Zn 2+ ]/[Cu 2+ ] =

20 Beräkna standard- cellpoten0alen för oxida0on med sygas i va8en vid ph A&J Table 13.1

21 Beräkna standard- cellpoten0alen för oxida0on med syrgas i va8en vid ph 4 21 Katod O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e - - > 2H 2 O E 0 = V Anod H 2 (g) - > 2H + (aq) + 2e - E 0 = 0 V Cellreak0on O 2 (g) + 4H + kat + 2H 2 (g) - > 4H + anod + 2H 2 O %! "#$$ =! "#$$! &' ( $( )* +(,- + )* 0+1,-. / 4 "2 34 "2 *4 +. / E cell = 1.23 (0.0257/4) ln (1/10-16 ) = ,30 = 0.99 V

22 Beräkna jämviktskonstanten för 22 AgCl(s) <- > Ag + (aq) + Cl - (aq) A&J Exempel 13.8 ΔG = ΔG 0 + RT ln Q Q = K à ΔG = 0 ΔG 0 = - RT ln K %! "#$$ =! &' () $(* Ag + (aq) + e - - > Ag(s) E V (som anod) AgCl(s) + e - - > Ag(s) + Cl - (aq) E V (som katod) Cellreak0on AgCl(s) <- > Ag + + Cl - E 0 cell= = ln([ag + ][Cl - ]) = ln K s ln K s = / = - 22,57 K s = e - 22,57 =

23 Koncentra0onscellen (E 0 all0d noll) 23 två lika celler med olika koncentra0on E cell = - RT/nF ln Q då E 0 = 0 Self test A YF 3 (s) <- > Y F - 1 mä8ad lösning (som anod) aq. Y(NO 3 ) 3 1 M lösning (som katod) Cellreak0on Y 3+ katod <- > Y 3+ anod Uppmä8 E cell = + 0,34 V E cell = /3 ln ([Y 3+ ] anod /1) = 0.34 V à [Y 3+ ] = M Om 1M lösning anod erhålles 1/[Y 3+ ] YF3 = 0,

24 Elektrokemi A&J Table Halvcellsreaktionernas standardpotential E 0

25 Bestäm E 0 för (Ce 4+ /Ce) då E 0 (Ce 4+ /Ce 3+ ) och E 0 (Ce 3+ /Ce ) kända 25 Standardpoten0aler är givna per överförd laddning så ΔG = - nfe Beräkna standardpoten0alen för Ce 4+ (aq) + 4e - - > Ce(s) då I Ce 3+ (aq) + 3e - - > Ce(s) E 0 = V ΔG I = - 3F (- 2.48) II Ce 4+ (aq) + e - - > Ce 3+ (aq) E 0 = V ΔG II = - F (+1.61) Summan av I och II ger oss Ce 4+ (aq) + 4e - - > Ce(s) E = /4 = - 1,46 V ΔG = - n F E = ΔG I + ΔG II = F

26 Elektrokemi 26 App.2B Standardpotentialer