KEMA02 Organisk kemi grundkurs F10 Elektrkemi Redxreaktiner ch Galvaniska er 2 Atkins & Jnes kap 13.6 13.9 E = E RT nf lnq Walther Nernst 1864 1941. Nbelpris i kemi 1920.
Senast Redxreaktiner Halvreaktiner Balansering av redxreaktiner Galvaniska er Uppbyggnaden av galvaniska er Reaktiner ch ptential Gibbs fria energi Tecknandet av er Översikt kapitel 13.6 13.9 Galvaniska er Nrmalptentialer Elektrkemiska spänningsserien Nrmalptentialer ch jämviktsknstanter Nernst ekvatin
Men först... Det ska göras riskutvärdering för SAMTLIGA labratiner! Riskutvärderingen lämnas in senast kl 9.15 samma dag sm labratinen. http://www.kemi.lu.se/utbildning/grund/kema02/labratriet/ 13.6 Nrmalptentialer Nrmalptential (eng. standard ptential) En enskild elektrds elektrdptential e, (ptential i förhållande till lösningen) är möjlig att mäta. Endast en elektrds ptential relativt en annan kan bestämmas experimentellt. Sm referenselektrd har man valt nrmalvätgaselektrd vars elektrdptential definitinsmässigt sätts till 0 vid alla temperaturer. Denna halv (sm alltid skrivs till vänster när man definierar elektrdptentialen för en annan elektrd) tecknas: Pt(s) H 2 (g), a = 1 H + (aq), a = 1 dvs P 2 1 bar, [H + ] 1 M
13.6 Nrmalptentialer Nrmalptentialen för ett redxpar är nrmalptentialen för en (inklusive tecken) där redxparet bildar elektrden till höger i schemat ch nrmalvätgaselektrden bildar elektrden till vänster i schemat. Exempel Pt(s) H 2 (g) H + (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) E = +0,34 V, dvs ptentialen då alla ämnen är i standardtillstånd är +0,34 V. e Cu 2+ /Cu Nrmalptentialen för redxparet Cu 2+ / Cu är +0,34 V. Skrivs = +0,34 V (Atkins använder E för E, ch E (Cu 2+ /Cu) för ) e Cu 2+ /Cu 13.6 Nrmalptentialer För paret Zn 2+ / Zn är e = 0,76 V (Egentligen brde schemat skrivas tvärtm, enligt knventinen ska ju ett schema alltid tecknas så att E blir psitiv. Men nu gäller det definitinen av nrmalptentialer). Nrmalptentialerna anges alltid sm reduktinsptentialer, dvs för reaktinen: M n+ (aq) + n e M(s) e M n+ /M En metall med negativ nrmalptential har termdynamisk tendens att reducera vätejner (H + ) i en lösning ( väteutdrivande metaller ); jner av en metall med psitiv nrmalptential har en tendens att reduceras av vätgas (H 2 ).
13.6 Nrmalptentialer Nrmalptentialen kan ses sm den elektrndragande förmågan hs en elektrd. I en galvanisk dra elektrderna i mtsatt riktning. Den ttala elektrndragande förmågan i en, ptentialen vid standardtillstånd E, är differensen mellan nrmalptentialerna för de två elektrderna. Viktig knventin Differensen (ptentialen) skrivs alltid E = e höger e vänster 13.6 Nrmalptentialer Sm vi minns, så gäller för schema Katden (reduktin, +) tecknas alltid till höger i schemat. Anden (xidatin, ) tecknas alltid till vänster i schemat. Zn(s) Zn2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) Vid plusplen (höger, katd) sker alltid en reduktin ch x-frmen i redxparet reduceras. Detta innebär att ju högre nrmalptential ett redxpar har, ju större xidatinsförmåga har x-frmen i detta par.
Bestämning av nrmalptential Exempel 13.5 Räknas på tavlan Nrmalptentalen för en zinkelektrd är 0,76 V ch ptentialen vid standardtillstånd, E, för en Zn(s) Zn2+ (aq) Sn 4+ (aq), Sn 2+ (aq Pt(s) är +0,91 V. Vad när nrmalptentialen för Sn 4+ / Sn 2+ - elektrden? Bestämning av nrmalptential Exempel 13.5 Svar: +0,15 V
Bestämning av nrmalptential Exempel 13.6 Bestämning av nrmalptentialen för ett redxpar från två relaterade redxpar. Räknas på tavlan Bestäm e för redparet Ce 4+ / Ce(s) ur värden i Appendix 2B. För Ce 4+ / Ce gäller: Ce 4+ (aq) + 4 e Ce(s) Cerium är ett grundämne sm upptäcktes 1803 av Berzelius/Hisinger i Bastnäs ch Klaprth i Tyskland. Mjuk, smidbar metall sm lätt antänds i luft. CeO 2 fungerar sm katalysatr i självrengörande ugnar. Bestämning av nrmalptential Exempel 13.6 Svar: 1,46 V
13.7 Elektrkemiska spänningsserien 13.7 Elektrkemiska spänningsserien Elektrkemiska spänningsserien Om man betraktar tabell 13.1 sm en skala över xidatin- ch reduktinsmedel, kan den kallas elektrkemiska spänningsserien (ftast används detta i samband med metallers xiderande/reducerande egenskaper). e (V) +2,87 V F / F xiderande förmåga Många icke-metaller är xiderande Exempel O 2, Cl 2 0 V H + / H 2 2,71 V Na + / Na reducerande förmåga De flesta metaller är reducerande, dvs avger gärna e till t ex H + vätgasutdrivande Exempel Na(s), Zn(s)
Beräkning av E för en redxreaktin Exempel 13.7 Räknas på tavlan Sur permanganatlösning ch sur dikrmatlösning är båda kraftfulla xidatinsmedel. Antag att vi har båda lösningarna i en galvanisk (i var sin halv med Pt-elektrder). a. Beräkna E för en b. Skriv reaktinsfrmel för en (E ska vara psitiv) c. Teckna schemat för en Permanganatjn (kraftigt vilett) Dikrmatjn (range) Kaliumpermanganat Kaliumdikrmat Beräkning av E för en redxreaktin Exempel 13.7 Svar: a. +0,18V b. 6 MnO 4 (aq) + 10 Cr 3+ (aq) + 11 H 2 O(l) 6 Mn 2+ (aq) + 5 Cr 2 O 2 7 (aq) + 22 H + (aq) c. Pt(s) Cr 2 O 2 7 (aq), Cr 3+ (aq) MnO 4 (aq), Mn 2+ (aq) Pt(s) +
13.8 Nrmalptentialer ch jämviktsknstanter Samband mellan nrmalptentialer ch jämviktsknstanter Härleds på tavlan 13.8 Nrmalptentialer ch jämviktsknstanter Samband mellan nrmalptentialer ch jämviktsknstanter Vi minns från F9: ΔG = nfe ΔG = nfe n = antal ml e, F = 96 485 C ml 1 Vid jämvikt är ΔG = 0 (E = 0) Spntan prcess: ΔG < 0 (E > 0) Icke spntan prcess: ΔG > 0 (E < 0) Samband mellan ΔG ch ΔG ΔG = ΔG + RT lnq R = 8,314 J K 1 ml 1 T = temperatur i K Q = reaktinskvt
13.8 Nrmalptentialer ch jämviktsknstanter Vid jämvikt: ΔG = 0, Q = K (jämviktsknstanten) ΔG = RT lnk dvs nfe = RT lnk lnk = nfe RT Km ihåg att: E = e H e V Beräkning av jämviktsknstant Exempel 13.8 Räknas på tavlan Beräkna jämviktsknstanten vid 25 C för reaktinen AgCl(s) Ag + (aq) + Cl (aq) Jämviktsknstanten för denna reaktin är löslighetsprdukten för AgCl(s), K sp. K sp = [Ag + ][Cl ] Vi vet att silverklrid är mycket svårlösligt, dvs att K sp << 1. E förväntas därför vara negativ.
Beräkning av jämviktsknstant Exempel 13.8 Svar: K sp = 1,6 10 10 M 2 13.9 Nernst ekvatin I en fungerande galvanisk (t ex batteri) råder inte jämvikt (E > 0). När en är urladdad så har jämvikt uppnåtts, dvs E = 0 ch ΔG = 0. Hur varierar E med kncentratinerna i en? Härleds på tavlan! Först en liten repetitin av massverkans lag aa + bb cc + dd Q = a C c a D d a A a a B b a = aktiviteten, sm vi vanligen ersätter med kncentratinen för lösta ämnen eller partialtrycket för gaser.
13.9 Nernst ekvatin Vi vet att ΔG = ΔG + RT lnq ch därmed att nfe = nfe + RT lnq E = E RT nf lnq c Nernst ekvatin Exempel 13.9 läs själv! 13.9 Nernst ekvatin En viktig tillämpning av Nernst ekvatin är vid mätning av kncentratiner. I en kncentratins är båda elektrderna lika, den enda skillnaden är kncentratinerna av de lösta ämnena. Exempel Ag(s) Ag + (aq, V) Ag + (aq, H) Ag(s) E = 0, ch den enda drivkraften är kncentratinsskillnaden Cellreaktin: Ag + (aq, H) Ag + (aq, V) n = 1 E = 0 RT nf ln[ag+ ] V [Ag + ] H c
13.9 Nernst ekvatin Exempel 13.10 Användning av Nernst ekvatin för att bestämma en kncentratin. Vi har en galvanisk där varje halv består av en silverelektrd ch 10,0 ml 0,10 M AgNO 3 (aq). Halverna förbinds med en saltbrygga. Ag(s) Ag + (aq, V) Ag + (aq, H) Ag(s) Kncentratinerna av Ag + (aq) är lika i båda halverna. e Ag + /Ag = +0,80V E = E RT nf lnq E = (e H e V ) RT RT 0,10 lnq = 0 ln nf nf 0,10 = 0 Vi tillsätter 10,0 ml 0,10 M NaCl(aq) till vänster halv. Det mesta av silverjnerna faller ut sm AgCl(s). Lite Ag + finns kvar i den mättade lösningen. Cellptentialen E = +0,42 V. Vad är kncentratinen av Ag + i den mättade lösningen? Löses på tavlan! c 13.9 Nernst ekvatin Exempel 13.10 Svar: [Ag + ] V = 8,0 10 9 M c
Frtsättning följer Föreläsning 11 Jnselektiva elektrder Elektrlys Krrsin Övningsuppgifter Övningsuppgifterna för Ö5 ch Ö6 är uppdaterade. Uppdaterad lista finns på kursens hemsida: http://www.kemi.lu.se/utbildning/grund/kema02/