Kemiskolan - gratis kurs och test på nätet

Kemiskolans kurs i
allmän kemi

  1. Startsida
  2. Söksida
  3. Inledning
  4. Atomens historia
  5. Atommassa
  6. Elektron-konfiguration
  7. Radioaktivitet
  8. Kemiska ämnesformler
  9. Kemiska reaktionsformler
  10. Det periodiska systemet
  11. Substansmängd
  12. Lösningar
  13. Gaser
  14. Massa och molmassa
  15. Redoxreaktioner
  16. Kemisk bindning
  17. Termokemi, Hess lag
  18. Entalpiberäkningar
  19. Entropi och fri energi
  20. Syror och baser
  21. Kemisk jämvikt
  22. Övningar med facit

Redoxreaktioner

En äldre definition av begreppet oxidation är att det är en reaktion med syre så att det ämne som oxideras tar upp syre. Reduktion har då betydelsen att ta bort syre d v s reducera syreinnehållet. En moderna definition som inte begränsar till enbart reaktioner med syre är att

reduktion = elektroner upptas (laddningen minskar)

oxidation = elektroner avges

En redoxreaktion är en reaktion i vilken ett ämne oxideras och ett annat ämne reduceras.

Exempel 1. Vilket ämne oxideras och vilket ämne reduceras i reaktionen

2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)

Lösning

Mg → Mg2+ + 2 e- oxidation

O2 + 4 e- → 2 O2- reduktion

Metaller kan reduceras eller oxideras av andra metaller och är då själva oxidations- och reduktionsmedel

Zn(s) + Cu2+(aq)→ Cu(s) + Zn2+(aq)

Zink oxideras av kopparen som är oxidationsmedel, koppar reduceras av zink som är reduktionsmedel

Den elektrokemiska spänningsserien ordnar metallerna efter avtagande reduktionsförmåga, den med störst reduktionsförmåga kommer först

K Na Mg Al Zn Fe Pb H Cu Ag Au Pt

De metaller som står till vänster om väte H är vätgasutdrivande vilket betyder att de löses upp i syror (syror är ämnen som avger H+) under vätgasutveckling t ex

Mg(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g)

Vi använder oxidationstal vid namngivning av kemiska ämnen och vi kan också använda oxidationstal för att avgöra vilket ämne som oxideras eller reduceras i en reaktion eller för att balansera kemiska reaktionsformler.

Oxidationstalet, som skrivs med romerska siffror över elementets beteckning, är den laddning atomen har i en jonförening eller skulle ha om föreningen var en jonförening

Exempel

0 0 +I-II
H2 O2 H2O

Värdet på oxidationstalet fås av följande regler:

  • atomjoner: oxidationstalet = jonladdningen

  • grundämnen i fri form: oxidationstalet = 0

  • väte i föreningar: oxidationstalet vanligtvis = +I

  • syre i föreningar: oxidationstalet vanligtvis = -II

  • kemiska föreningar: summan av oxidationstalen = 0

  • sammansatta joner: summan av oxidationstalen = jonladdningen

En annan definition av oxidation och reduktion blir då följande.

oxidation = ökning av oxidationstal

reduktion = minskning av oxidationstal

Balansering av reaktionsformler med oxidationstalsmetoden innebär att koefficienterna räknas ut så att oxidationstalsökningen blir lika stor som oxidationstalsminskningen.

Exempel 2. Balansera

+III-II+II -II0+IV -II
Fe2O3+CO Fe+CO2

Lösning

Vi ser att järn reduceras och kol oxideras.

ökning av oxidationstal med 2 steg på kol, från +II till +IV

minskning av oxidationstal med 3 steg på järn från +III till 0

för att ökningen ska bli lika storm som minskningen med minsta möjliga heltalskoefficienter räknar vi med 6 steg och får då

Fe2O3+ 3 CO 2 Fe + 3 CO2

Som exempel på redoxreaktioner kan vi också nämna de som sker i ett galvaniskt element. Ett galvaniskt element är vad vi i dagligt tal kallar ett batteri. I ett galvanisk element eller en galvanisk cell sker en spontan kemisk redoxreaktion och vi har ordnat så att elektronöverföringen går genom en elektrisk sladd så att vi får ut en ström. Ett exempel på ett galvaniskt element är Daniells element. I följande exempel ska vi se vad som menas med cellschema, emk och cellreaktion.

Exempel 3. Daniells element består av två halvceller, den ena med koppar i kontakt med koppar(II)jonlösning, den andra med zink i kontakt med zink(II)jonlösning. Rita cellschema, beräkna cellens emk om vi antar att alla ämnen är i standardtillstånd, skriv reaktionsformlerna för processerna vid plus- och minuspol och skriv reaktionsformeln för cellreaktionen

Lösning

Innan vi kan rita cellschema måste vi ta reda på vilken av de båda halvcellerna som blir minuspol. Ur tabell fås att normalpotentialen för Zn2+/Zn är -0,76 V och för Cu2+/Cu är 0,34 V. Det lägsta värdet har Zn2+/Zn så zink blir minuspol. Cellschemat blir (minuspolen ska vara till vänster)

- Zn(s) | Zn2+(aq,1 M) || Cu2+(aq, 1 M) | Cu(s) +

Cellens emk beräknas som skillnaden i normalpotential mellan pluspol (det största värdet, katoden) och minuspol (det minsta värdet, anoden), således

emk = 0,34V - (-0,76 V) = 1,10 V

Reaktionsformlerna vid plus- och minuspol återfinns i normalpotentialstabellen. De är oftast skrivna som pluspoler i tabellen. Vid minuspolen måste vi därför vända på den reaktion vi läser ur tabellen. Vid minuspolen frigörs elektroner.

- pol Zn → Zn2+ + 2 e- oxidation - anod
+ pol Cu2+ + 2 e- → Cu reduktion - katod
cellreaktion Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+

Cellreaktionen fick vi genom att de två halvcellsreaktionerna adderades och elektronerna som blev lika många i höger och vänster led togs bort. För att elektronerna skall bli lika många i vänster och höger led och kunna tas bort måste man ibland ändra koefficienterna i halvcellsreaktionerna.

I detta exempel var alla ämnen i standardtillstånd vilket betyder att molariteten av alla lösningar är 1 mol dm-3 och trycket av alla gaser är 1 atm. Då kan värden ur normalpotentialstabell användas vid beräkningarna.

Symbolen || som användes i cellschemat symboliserar en saltbrygga. De båda halvcellerna måste förenas på ett sätt så att laddningarna kan utjämnas utan att lösningarna blandas. Det kan man göra med en saltbrygga som helt enkelt kan bestå av ett filtrerpapper som man dränkt in med en saltlösning och sedan låter doppa ner med de olika ändarna i de olika halvcellernas lösningar.

Ett annat exempel på redoxreaktioner är elektrolys som är en ickespontan reaktion som sker genom att energi tillförs från en kraftkälla (spänningsaggregat).

katod kallas den elektrod som är kopplad till kraftkällans minuspol. Här sker en kemisk reduktion (elektroner upptas)

anod kallas den elektrod som är kopplad till kraftkällans pluspol. Här sker en kemisk oxidation (elektroner avges)

 +- 
elektrolyscell elektroner bortförs - oxidation - anod elektroner tillförs - reduktion - katod drivs av kraftkälla
galvanisk cell elektroner tillförs - reduktion - katod elektroner bortförs - oxidation - anod spontan reaktion

Exempel 4. Skriv kemisk formel för upplösning av natriumklorid i vatten samt elektrolys av elektrolyten.

Lösning

Upplösningsreaktion NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) OBS! Inget H2O i formeln

Anodreaktion: 2 Cl-(aq) → Cl2(g) + 2 e-

Katodreaktion: 2 H2O(aq) + 2 e- → 2 OH-(aq) + H2(g)

OBS! Na(s) kan ej bildas vid katoden för det reagerar omedelbart med vattnet.

Cellreaktionen får vi om vi lägger samman anodreaktion och katodreaktion ledvis så att elektronerna går bort.

2 Cl-(aq) + 2 H2O(aq) + 2 e- → Cl2(g) + 2 e- + 2 OH-(aq) + H2(g)

2 Cl-(aq) + 2 H2O(aq) → Cl2(g) + 2 OH-(aq) + H2(g)

Den elektriska laddningen Q som tillförts under elektrolysen kan skrivas på två sätt

  1. Q = n · F där n är mängden elektroner och F betecknar Faradays konstant som anger laddningen per mol elektroner

  2. Q = I · t där I är strömstyrkan och t är tiden

detta ger elektrolysformeln:

I · t = n · F

Exempel 5. Silver ska utvinnas elektrolytisk. Katodreaktionen är

Ag+ + e- → Ag

Hur stor mängd elektroner tillförs under 1 timme om strömstyrkan är 5 A?

Lösning

Vi löser ut n ur elektrolysformeln

n = I · t / F = 5 A · 3600 s / (9,65 · 104 As/mol) = 0,2 mol

Av reaktionsformeln ser vi att det också bildas 0,2 mol Ag och förbrukas 0,2mol Ag+.

En vanlig teknisk tillämpning är den galvaniska cell som kallas brunstensbatteriet och som ofta används som vanliga ficklampsbatterier. Cellreaktionen i brunstensbatteriet är.

Zn(s)+ 2 MnO2(s) + 2 NH4+(aq) → 2 MnOOH(s) + Zn2+(aq) + 2 NH3(aq)

Ett annat vanligt galvaniskt element är blyackumulatorn. Den kallas ackumulator för att den kan laddas då den är förbrukad. Vi använder den som bilbatteri. Reaktionsformeln är:

PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4-(aq) + Pb(s) → PbSO4(s) + 2H2O(l) + PbSO4(s)

vid urladdning och omvänt vid uppladdning

Att järn rostar är ett exempel på korrosion som vi kan definiera som oönskad materialförstöring.

Korrosion kan förhindras med

  • bra miljö

  • yttäckning som målning, förkromning eller oxidering m m

  • galvaniskt skydd t ex galvad spik/plåt eller offeranoder m m

Korrosion kan förvärras av

  • dålig miljö

  • dåligt materialval som ger galvanisk korrosion t ex järnspik i kopparplåt

Kemiskolan sponsras genom annonsering.

Hälsa & Vetenskap
En populärvetenskaplig tidning från Läkartidningen Förlag, som på ett begripligt, spännande och trovärdigt sätt sprider kunskap om hälsa och medicin till den intresserade allmänheten. Baseras delvis på Läkartidningens innehåll men tar också upp egna teman och ämnen.

HögskoleProvGuiden
Skaffa dig ett toppresultat på högskoleprovet!

Denna sida finns på Kemiskolan på Chemistry for Free (www.chem4free.info)
Ansvarig för Kemiskolan är Christer Svensson.
Fler publikationer av samme författare finns på Chemistry for Free