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 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

3 +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

4 Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

5 cink M e - M e - M M + M + M + M + M (s) M + (aq) + e - oldat M + M + A - A - A - Elektród: olyan rendszer, amelyben elsőrendű vezető (fém) érintkezik másodrendű vezetővel (fémionok vizes oldata)

6 John Daniell 1836

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

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

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

10 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 -

11 Negatívabb oxidálódik, pozitívabb redukálódik. Elektrokémia z elektród potenciálja (ε): annak a galváncellának az elektromotoros ereje, melynek az egyik elektródja a kérdéses elektród, a másik pedig a standard idrogénelektród tandardpotenciál (εº): egységnyi koncentrációjú (aktivitású) oldat elektród potenciálj Redoxireakciók:

12 elektródreakció általános alakja: a red b ox +ze Nernst-egyenlet RT = + ln [ox] O εε 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)

13 elektródreakció általános alakja: a red b ox +ze Nernst-egyenlet 25 ºC-on: εε RT = + ln [ox] O εε 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 ε (volt)

14 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 εε z [red] b a 2 1 (Zn, tiszta fém)

15 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 - ε = ε 0 (Fe 3+ /Fe 2+ ) + RT F [Fe 3+ ] ln [Fe 2+ ]

16 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.

17 Cellapotenciál: E MF = ε katód - ε anód = ε Cu -ε Zn = ε 0 (Cu 2+ /Cu) + RT/2F * ln[cu 2+ ] - ε 0 (Zn 2+ /Zn) - RT/2F * ln[zn 2+ ] = = ε 0 (Cu) - ε 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 ε 10 =ε 2 0 E MF = ε 1 -ε 2 = RT zf ln c 1 c 2

18 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 + ])

19 Leclanché-féle szárazelem + Elektrokémia burkolat NH 4 Cl + ZnCl 2 Zn membrán záróréteg légtér C + MnO 2 grafit _ Georges Leclanché ( ) Hasonlóan működik az alkáli-szárazelem:

20 Kisütött Elektrokémia Az ólomakkumulátor Pb(sz) + HSO 4 = PbSO 4 (sz) + H + + 2e anód: oxidáció PbO 2 (sz) + HSO 4 + 3H + + 2e = PbSO 4 (sz) + 2 H 2 O katód: redukció Pb(sz) + PbO 2 + 2H + + 2HSO 4 = 2PbSO 4 (sz) + 2H 2 O Töltött Kisütés

21 Elektrolízis áram hatására lejátszódó kémiai változás H + (aq) + Cl - (aq) H 2(g) + Cl 2(g) bomlásfeszültség legkisebb olyan feszültség, amellyel tartós elektrolízis megvalósítható, ha nincs túlfeszültség, akkor ε K -ε A

22 Elektrolízis Anód: nikkel Katód: réz

23 pl. a víz bontása O 2 H 2 Egyenáram Fém Pt oldat Anód: + Katód: - FARADAY TÖRVÉNY: n = It zf 2O 2 = O 2 + 4e oxidáció I - áramerõsség t - idõ (s) z - átadott elektronok száma F - Faraday állandó 4H + + 4e = 2H 2 redukció

24 Az elektrolízis ipari felhasználása: alumíniumgyártás Na 3 AlF 6 (kriolit) és Al 2 O 3 olvadéka Más fémek is: pl. Na (és hypo NaOCl gyártása)