Elektrokjemi - Oksidasjon Reduksjon - redoks

Elektrokjemi - programvare - Nedlasting (norsk versjon)

Introduksjon

Elektrokjemi omhandler utvekslingen av kjemisk og elektrisk energi. Oksidasjon/Reduksjon (redoks) involverer utvekslingen av elektroner mellom molekyler, atomer og ioner. Normalt foregår dette ved at to kjemikalier kommer i kontakt med hverandre (kolliderer). Ved å separere kjemikaliene fra hverandre, kan den elektrokjemiske effekten måles.

Redoks

Redoks-reaksjoner er en betegnelse som blir benyttet for reaksjoner der elektroner utveksles. I følgende eksempel ser man at redoks-reaksjoner involverer både reduksjon og oksidasjon.
Eksempel:
2Br^- --> Br₂ + 2e^- : Oksidasjon
Cl₂ + 2e^- --> 2Cl^- : Reduksjon
------------------------------------
2Br^- + Cl₂ = Br₂ + 2Cl^- : Redoks-reaksjon

Reduksjon: tilføring av elektroner
Oksidasjon: fjerning av elektroner

Et stoff som forårsaker at et annet stoff blir oksidert, kalles et oksidasjonsmiddel.
Et stoff som forårsaker at et annet stoff blir redusert, kalles et reduksjonsmiddel.

Retningslinjer for bestemmelse av oksidasjonstilstander (oksidasjonstall)

Forandringen i oksidasjonstallet indikerer hvor mange elektroner som overføres pr. molekyl/atom/ion.

1) Oksygen i bundet form som f.eks. i H₂O, har oksidasjonstallet -2. (Unntak: peroksider som f.eks. H₂O₂)
2) Hydrogen i bundet form som f.eks. i H₂O, har oksidasjonstallet +1. (Unntak: hydrider som f.eks. NaH, KH ...)
3) I rene grunnstoff som f.eks. O₂ og Na er oksidasjonstallet 0 (null).
4) Summen av oksidasjonstallene i et molekyl/ion, skal være lik molekylets/ionets nettoladning.
5) Alkalimetallene (h.gruppe 1) (Li, Na, K, Rb og Cs) skal i bundet form som f.eks. i NaCl, alltid ha oksidasjonstallet +1.
6) Jordalkalimetallene (h.gruppe 2) (Be, Mg, Sr, Ba og Ra) skal sammen med Zn og Cd i bundet form, alltid ha oksidasjonstallet +2.

7) I en sur løsning, benyttes H⁺ og H₂O til å balansere ladninger og andre atomer. I en basisk løsning, benyttes OH^- and H₂O til å balansere ladninger og andre atomer.

Ved å benytte seg av de retningslinjer som her er beskrevet, skal man normalt kunne bestemme oksidasjonstallet til alle grunnstoff som er involvert i en redoks-reaksjon.

Eksempler fra programmet - oppgaver og løsninger

Eksempel 1

Balanser: Fe⁺² + MnO₄^- + H⁺ --> Fe⁺³ + Mn⁺² + H₂O

Løsning:
Oksidasjonstallet til oksygen er -2 (retningslinjer 1). Denne kunnskap medfører at man ved bruk av retningslinje 4 (netto ladning) kan bestemme oksidasjonstallet for mangan. Oksidasjonstallet til mangan må være +7 fordi: 4*(-2)+7 = -1 (nettoladningen)

Jern: Fe⁺² - e^- --> Fe⁺³ Multipliser med 5
Mangan: Mn⁺⁷ + 5e^- --> Mn⁺² Multipliser med 1
------------------------------------------------
Redoks: 5Fe⁺² + Mn⁺⁷ --> 5Fe⁺³ + Mn⁺²

Molekyler/atomer/ion som nå ikke er i balanse, kan nå bli balansert ved inspeksjon.

5Fe⁺² + MnO₄^- + H⁺ --> 5Fe⁺³ + Mn⁺² + H₂O

5Fe⁺² + MnO₄^- + 8H⁺ --> 5Fe⁺³ + Mn⁺² + 4H₂O

CHEMIX løsning:
Skriv inn: Fe⁺² + MnO₄^- + H⁺ > Fe⁺³ + Mn⁺² + H₂O
i ett av feltene for halvreaksjoner og beregn.
NB: I dette tilfellet skal kun ett av feltene for halvreaksjoner inneholde en ligning (det andre feltet må være tomt).

Eksempel 2

Balanser redoksligningen ved bruk av følgende to halvreaksjoner

H₂C₂O₄ --> 2CO₂ + 2H⁺ + 2e^-
Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6e^- --> 2Cr⁺³ + 7H₂O

Løsning:
Multipliser den første halvreaksjonen med 3. Siden det nå etter dette er like mange elektroner på begge sider av ligningen kan disse fjernes.

3H₂C₂O₄ --> 6CO₂ + 6H⁺ + 6e^-
Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6e^- --> 2Cr⁺³ + 7H₂O

Legg de to ligningene sammen. Fjern elektronene og H⁺ ionene som befinner seg på høyre side. Husk å fjerne et tilsvarende antall H⁺ ion på ligningens venstre side.
Redoks ligning: 3H₂C₂O₄ + Cr₂O₇^-2 + 8H⁺ --> 6CO₂ + 2Cr⁺³ + 7H₂O

CHEMIX løsning:
Skriv inn de to halvcellereaksjonene:
H₂C₂O₄ > 2CO₂ + 2H⁺ + 2e^-
Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6e^- > 2Cr⁺³ + 7H₂O
og beregn.

Eksempel 3

Bestem likevektskonstanten for reaksjonen mellom metallisk kobber og brom under dannelse av Cu⁺² og Br^- ved 25^oC
Br₂ + 2e^- --> 2Br^- E⁰ = 1.09 V
Cu --> Cu⁺² + 2e^- E⁰ = -0.34 V
---------------------------------
Cu + Br₂ --> Cu⁺² + 2Br^-

Løsning:
Det beregnede cellepotensialet : E⁰_cell = 1.09 V -0.34 V = 0.75 V
Beregn

G ved å skrive inn n=2 and E⁰_cell=0.75 V i ligningen:

G = -n F E⁰
Overfør

G til ligningen: -

G = RT ln K (ln K = -

G/RT) og beregn.
ln K = 58.36 --> K = e^58.38 = 2.27E25

CHEMIX løsning:
Steg 1) Skriv inn begge halvreaksjonene
Br₂ + 2e^- > 2Br^- E⁰ = 1.09 V
Cu > Cu⁺² + 2e^- E⁰ = -0.34 V
og beregn cellepotensialet.
Steg 2) Skriv inn n=2 (-n=-2) og E⁰_celle=0.75 V i ligningen:

G = -n F E⁰ og beregn.
Step 3) Overfør resultatet av

G til ligningen: -

G = R T ln K og beregn K.

Eksempel 4

Balanser og bestem cellepotentialet (E⁰_cell), G and K. : Fe⁺²+ O₂ + H⁺ --> Fe⁺³ + H₂O
når man vet at:
Fe⁺³ + e^- --> Fe⁺² E⁰ = 0.77 V
O₂ + 4H⁺ + 4e^- --> 2 H₂O E⁰ = 1.23 V

Løsning:
Snu den ene halvreaksjonen. Husk samtidig å forandre fortegn: E⁰ (0.77 V --> -0.77 V).
Fe⁺² --> Fe⁺³ + e^- Multipliser med 4
O₂ + 4H⁺ + 4e^- --> 2 H₂O
--------------------------------------------
Redoks: 4Fe⁺²+ O₂ + 4H⁺ --> 4Fe⁺³ + 2H₂O

Cellepotensialet kan beregnes ved å summere red. og oks. halvpotensialene.
E⁰_cell = -0.77 V + 1.23 V = 0.46 V
Beregn

G ved å skrive inn n=4 (-n=-4) og E⁰_cell=0.46 V i ligningen.:

G = -n F E⁰
Skriv inn verdien av

G i ligningen : -

G = RT ln K (ln K = -

G/RT) og beregn.
ln K = 71.62 --> K = e^71.62 = 1.27E31

CHEMIX løsning:
Steg 1) Skriv inn første og andre halvreaksjon (husk å snu første halvreaksjon)
Fe⁺³ + e^- > Fe⁺²
O₂ + 4H⁺ + 4e^- > 2 H₂O
and beregn cellepotensialet.
Steg 2) Skriv inn n=4 (-n=-4) og E⁰_cell i ligningen:

G = -n F E⁰ or ln K = -

G/RT og beregn.
Steg 3) Overfør resultatet av

G til ligningen: -

G = R T ln K og beregn K.

Tilbake til innhold - Software for Chemistry