Redox reakciók. azok a reakciók, melyekben valamely atom oxidációs száma megváltozik.

Átírás

1 Redox reakciók azok a reakciók, melyekben valamely atom oxidációs száma megváltozik. Az oxidációs szám megadja, hogy egy atomnak mennyi lenne a töltése, ha gondolatban a kötő elektronpárokat teljes mértékben az elektronegatívabb atomhoz rendelnénk.

2 Redox reakciók Elektronszám változás Oxidáció: elektron leadás (Mg) Redukció: elektron felvétel (O 2 ) Oxidálószer: elektront vesz fel (O 2 ) Redukálószer: elektront ad le (Mg) 0 0 (hőközlés) Mg + O 2 2 MgO. - 4e - + 4e ~12 g Mg elégetése során nyert hővel ~950 g 25 0 C-os vizet lehet felforralni -

3 Oxidációs szám Egyszerű szabályok az oxidációs szám megállapítására: 1. Elemekben lévő atomok oxidációs száma nulla. pl. O 2, N 2, Ar, Na, P 4, S Egyatomos ionokban az atom oxidációs száma az ion töltésével egyezik meg. pl. +1: Na +, K + ; +2: Ca 2+, Cu 2+ ; 1: Br 1-, F Vegyületeikben az alkálifémek oxidációs száma +1, az alkáliföldfémeké +2, az alumíniumé O, H és F oxidációs száma: F mindig -1 (kivéve F 2 ) O mindig -2 (kivéve O 2 és peroxidok, pl. HOOH) H általában +1 (kivéve fém hidridek, pl. NaH) 5. Az atomok oxidációs számának összege egy molekulában megegyezik a molekula töltésével.

4 Szinproporció Diszproporció Cu + Cu 2+ 2 Cu + 4 KClO 3 KCl + 3 KClO 4 Cl NaOH NaCl + NaOCl + H 2 O Oxidációfok változások felhasználása redox egyenletek rendezésére KMnO HCl + 3 HCl MnCl 2 + 5/2 Cl 2 + KCl + 4 H 2 O

5 +2 1 e Zn + Cl 2 ZnCl 2 2 e - Félreakciók: Zn Zn e Cl e 2 Cl oxidáció redukció redukált forma oxidált forma + elektronok redukálószer oxidálószer

6 Elektrokémia Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

7 Elektrokémia Elektród: elsőfajú (elektron)vezető másodfajú vezetővel érintkezik Ez a Zn 2+ ion Zn atommá válik elektronfelvétellel. Ez a Zn atom elektront ad le és Zn 2+ ionként elhagyja a felületet.

8 Elektrokémia M e - M e - M M + M + M + M + cink FÉM felületi potenciál Galvani potenciál (bel Volta pot. (kü OLDAT r M (s) M + (aq) + e - oldat Galvani potenciál különbség M + M + A - A - A - Elektród: olyan rendszer, amelyben elsőrendű vezető (fém) érintkezik másodrendű vezetővel (fémionok vizes oldata)

9 John Daniell 1836

10 Pl. : Zn (s) ZnSO 4(aq) CuSO 4(aq) Cu (s) oxidáció - anód redukció - katód Elektrokémiai cella

11 Galvánelemek A sóhíd teszi lehetővé a töltés áramlását. Fém vezeték köti össze az elektródokat. EOS

12 Fogalmak Egy elektrokémiai cellában két félcella van összekapcsolva (elektródok és oldatok is). A galváncellákban a spontán lejátszódó redox reakció eredménye az áram. Anód oxidáció, katód redukció.

13 Elektrokémia A standard hidrogénelektród H + (aq) + e =1/2 H 2 (g) Megállapodás szerint: eº H+/H2 := 0 Félcella-reakciója: Pt H 2 1 M H + (aq)

14 Standard elektródpotenciálok Az elektród potenciálja (ε): annak a galváncellának az elektromotoros ereje, amelynek az egyik elektródja a kérdéses elektród, a másik pedig a standard hidrogénelektród Standardpotenciál (ε º): egységnyi koncentrációjú (aktivitású) oldat elektród potenciálja

15 Cu 2+ /Cu elektród sóhíd

16 Zn 2+ /Zn elektród sóhíd

17 Mért feszültségek csökkenő ε

18 Elektrokémia GALVÁNCELLA 2 elektród + sóhíd / porózus felület A két elektród elektrolit oldatai érintkeznek egymással Galvánelem Elektrolizáló cella E = e katód - e anód

19 Elektrokémia Elektrokémiai cella: 2 elektród, elektrolit félcella + sóhíd galváncella elektrolizáló cella félreakciók redox reakció: két félreakció - redukció, oxidáció Cu 2+ (s) + Zn (s) Cu (s) + Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e -

20 Elektrokémia Az elektród potenciálja (e): annak a galváncellának az elektromotoros ereje, amelynek az egyik elektródja a kérdéses elektród, a másik pedig a standard hidrogénelektród Standardpotenciál (eº): egységnyi koncentrációjú (aktivitású) oldat elektród potenciálja Redoxireakciók: Negatívabb oxidálódik, pozitívabb redukálódik.

21 Egy redoxireakció lejátszódásának lehetőségét és irányát meghatározhatjuk a két redoxirendszer elektródpotenciáljának ismeretében. Cu + HCl? Zn + HCl? redoxpotenciál -0,76 0,0 0,34 1, Zn /Zn 2+ H 2 /H + Cu/Cu 2+ Cl - /Cl 2

22 Elektrokémia elektródreakció általános alakja: a red b ox +ze Nernst-egyenlet RT = + ln [ox] O ee zf [red] b a [ox] ill. [red]: c (mol/dm 3 koncentráció számértéke) tiszta szilárd anyagok esetén = 1 gázok esetén = p/p 0 (p 0 = 101,325 kpa)

23 Elektrokémia elektródreakció általános alakja: a red b ox +ze Nernst-egyenlet e = e ºC-on: ee RT = + ln [ox] O RT ZF ee lnc zf ahol: R - egyetemes gázállandó T - hõmérséklet z - átadott e - -ok száma F - Faraday állandó F = C / mol [red] = + log [ox] O z b b a a [red] egyensúly e (volt)

24 Egy cinkelektród egy 0,01 M ZnSO4 oldatba merül. Mekkora az elektród potenciálja? (εº= 0,76 V) Zn/Zn 2+ redoxrendszer Zn Zn e 0,01 (Zn 2+ konc.) = + log [ox] O ee z [red] b a 2 1 (Zn, tiszta fém)

25 Elektrokémia Redox elektród Pt Fe 2+ Fe 3+ + e Fe 3+ (aq) + e - Fe 2+ (aq) Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + e - e = e 0 (Fe 3+ /Fe 2+ ) + RT F [Fe 3+ ] ln [Fe 2+ ]

26 Elektrokémia EME = ε(h 2 /H + ) ε(zn/zn 2+ ) EME = ε 0 H/H+ + 0,059 log[h + ] (ε 0 Zn/Zn2+ + 0,059/2 log[zn 2+ ]) Elektromotoros erő (EME): az a feszültség, ami akkor mérhető, amikor a cellán nem folyik át áram.

27 Elektrokémia Cellapotenciál: E MF = e katód - e anód = e Cu -e Zn = e 0 (Cu 2+ /Cu) + RT/2F * ln[cu 2+ ] - e 0 (Zn 2+ /Zn) - RT/2F * ln[zn 2+ ] = e 0 (Cu) - e 0 (Zn) + RT/2F * ln([cu 2+ ]/[Zn 2+ ] E MF = elektromos erõ az a feszültség, ami akkor mérhető, amikor a cellán nem folyik át áram Koncentációs elem: két elektród anyaga ugyanaz, de eltérő a koncentráció e 10 =e 2 0 E MF = e 1 -e 2 = RT zf ln c 1 c 2

28 Koncentrációs elemek

29 Egy oldat ph-ját akarjuk meghatározni, úgy hogy két hidrogénelektródot használunk fel (H 2 gáz nyomása 101,325 kpa) és olyan galvánelemet készítünk, melynek egyik elektródja a kérdéses oldatba, a másik pedig egy 0,01 M HCl oldatba merül (pozitív elektród). A cella mért elektromotoros ereje 0,059V. 0,059 = 0,059 log(0,01) (0,059 log[h + ])

30 A ph mérése Hidrogéncellákból építhető közvetlen a ph-t mérő cella. A Nernst-egyenletet alkalmazva: E cell = (0,0592)(pH) EOS

31 Korrózió Korrózió: Fémek lassú oxidálódása. Helyi elem kialakulása segítheti a korróziót. A fém és a felületen lévő vízcsepp egy picíny galváncellát képez, amelyben a vas oxidálódik Fe 2+ ionokká a felületen (anód régió), a levegő oxigénjétől távol. Az oxigén redukálódik a csepp szélénél (katód régió). levegő vízcsepp rozsda A feloldott O 2 tovább oxidálja az Fe 2+ ionokat, amikből rozsda keletkezik. Az elektronok az anódtól a katódhoz áramlanak, a fémen keresztül. Az ionok a vízcseppen keresztül vándorolnak.

32 Korrózió Bizonyos fémeket az oxidáció terméke bevon és megvéd a további oxidációtól (pl. alumínium, króm, magnézium, titán). A többi fém esetén védekezni érdemes a korrózió ellen

33 Korrózió 1. Galvanizálás: A vas bevonása cinkkel (horganyzott bádog). A cink (anód), a vas (katód), és a vízcsepp (elektrolit) egy picíny galváncellát képez. vízcsepp levegő sérülés a cink rétegen Az oxigén redukálódik a katódnál, a cink oxidálódik az anódnál, és így megvédi a vasat az oxidációtól.

34 Korrózió 1. Galvanizálás: Ha a vasból oldódna is, a cink hatására kiválna. De az oxidáció a cinket fogja érinteni, amíg az összes elreagál: Fe 2+ (aq) + 2e - Fe(s) E = -0,45 V Zn 2+ (aq) + 2e - Zn(s) E = -0,76 V

35 Korrózió 2. Katódos védelem: A teljes felület bevonása helyett elég csak elektromos összeköttetést létesíteni a reaktívabb fémmmel: Anód: Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2e - E = V Katód: O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e - 2H 2 O(l) E = 1.23 V A csővezetékhez kapcsolt magnézium rúd fog korrodálódni, nem a vas.

36 feláldozott Mg anód A vas lesz a redukció helyszíne, ha aktvívabb fém darabjával van összekötve.