Presentation laddar. Vänta.

Presentation laddar. Vänta.

KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Repetition UTFÄLLNINGAR ; TYPER - Hydroxider - Sulfider - Karbonater FÄLLNINGSBETINGELSER - Löslighet av fast salt i rent vatten.

Liknande presentationer


En presentation över ämnet: "KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Repetition UTFÄLLNINGAR ; TYPER - Hydroxider - Sulfider - Karbonater FÄLLNINGSBETINGELSER - Löslighet av fast salt i rent vatten."— Presentationens avskrift:

1 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Repetition UTFÄLLNINGAR ; TYPER - Hydroxider - Sulfider - Karbonater FÄLLNINGSBETINGELSER - Löslighet av fast salt i rent vatten - Reduktion av löslighet genom ”utsaltning” tex tillsats av Cl -, OH -, S 2-, M n+ - Ökning av lösligheten genom komplexbildning (Ex Ag(NH 3 ) 2 + ) KVALITATIV ANALYS - Försöksgång och principer för vad som faller och när OBS! Inga ”kuggfrågor” där oväntade joner ingår!

2 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi ELEKTROKEMI A: Kap 13 sidor: E FLS 1(3)

3 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 REDOXREAKTIONER DET FÖRSTA BATTERIET Alessandro Volta, Zn Cu Zn H 2 SO 4 (aq)

4 KEMA02/ © Sofi Elmroth Halvceller HALVCELLSREAKTION Separat behandling av reduktions- och oxidations reaktionerna Ex) TOTALFÖRLOPP för reaktion mellan Zn(s) och Ag + (aq) Zn(s) + 2 Ag + (aq)Zn 2+ (aq) + 2 Ag(s) kan delas upp i följande tänkta halvcellsreaktioner: OXIDATION: Zn(s)Zn 2+ (aq) + 2 e - REDUKTION: Ag + (aq) + e - Ag(s)       Redox- par

5 KEMA02/ © Sofi Elmroth Balansera redoxreaktioner sur lösning ”RECEPT/SE” se även s Identifera det som oxideras och reduceras 2.Skriv upp den obalanserade formeln 3.Balansera redoxparet så att: antal avgivna elektroner = antal upptagna elektroner 4.Balansera laddningar, H och O (kontroll!) I sur miljö: använd H + och H 2 O I basisk miljö: använd OH - och H 2 O EXEMPEL 13.1 Reaktion mellan MnO 4 - och H 2 C 2 O 4 (oxalsyra) sur lösning Oxalsyra i rabarber, harsyra KMnO 4 kaliumpermanganat desinfektionsmedel

6 KEMA02/ © Sofi Elmroth Balansera redoxreaktioner basisk lösning EXEMPEL 13.2 Reaktion mellan MnO 4 - och Br - under bildning av MnO 2 och bromat (BrO 3 - ) basisk lösning KBr Medicin: Lugnande medel Kräkdämpande Analys: Genomskinliga fönster för IR mätningar (hygroskopiska) MnO 2 nätverksstruktur Användning: Vanliga batterier - alkali (Zn/MnO 2 )

7 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Nomenlatur GALVANISKA CELLER mm ELEKTROKEMISK CELL: ”Utrustning” där en elektrisk ström antingen produceras (galvanisk cell) eller tillförs (elektrolys) GALVANISK CELL: Elektrokemisk cell där en spontan kemisk reaktion används för att generera en elektrisk ström Exempel: NiCd batteri ELEKTROLYTISK CELL/ELEKTROLYS: Elektrokemisk cell där ström används för att driva en kemisk reaktion i ogynnsam riktning Exempel: Framställning av Al(s)

8 KEMA02/ © Sofi Elmroth Uppbyggnad – galvaniska celler ANOD: oxidation Zn(s)  Zn 2+ (aq) + 2 e - KATOD: reduktion Cu 2+ (aq) + 2 e -  Cu(s) – + halvcell TOTALFÖRLOPP: Zn(s) + Cu 2+ (aq)  Zn 2+ (aq) + Cu(s) OBS!

9 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Skrivsätt - galvanisk cell ANOD: oxidation Zn(s)  Zn 2+ (aq) + 2 e - KATOD: reduktion Cu 2+ (aq) + 2 e -  Cu(s) – + –+ Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) Zn(s)

10 KEMA02/ © Sofi Elmroth Cellpotential och Gibbs fria energi Zn(s) Cu 2+ (aq) 2e-2e- ENERGI Skillnaden i ”dragkraft” om elektronen/erna blir den galvaniska cellens drivkraft dvs EMK (E) SAMBAND:  G = - nFE  G o = - nFE o n = antal omsatta e- (mol) F = Cmol -1 E = E katod – E anod OBS! Om reduktionspotentialer används!!

11 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Beräkning av Gibbs fria energi EXEMPEL 13.3 Daniells element med EMK = 1.04 V – vad blir  G?

12 KEMA02/ © Sofi Elmroth Mer om celler... DANIELLS CELL: –+ Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) Zn(s) E cell (1.10 V) TOTALFÖRLOPP Alt 1: Zn(s) + Cu 2+ (aq)  Zn 2+ (aq) + Cu(s)  G 1 Alt 2: 2 Zn(s) + 2 Cu 2+ (aq)  2 Zn 2+ (aq) + 2 Cu(s)2  G 1  G = - nFE Alt 1:  G 1 = - 2FE cell Alt 2: 2  G 1 = - 4FE cell dvs  G 1 = - 2FE cell SLUTSATS: Stökiometrin bestämmer  G men E är konstant!

13 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Att skriva cellreaktioner EXEMPEL 13.4 Cell med vätgasanod och kvicksilverkatod – beskriv totalförloppet Vätgaselektrod (E 0 = 0V)Kalomelelektrod (E 0 = 0.27V*) 1.0 M H + p H2 = 1 atm Pt *se Appendix 2B

14 KEMA02/ © Sofi Elmroth Standardpotentialer STANDARDPOTENTIAL, E o : Mått på elektronaffiniteten dvs hur gynnsam reaktionen är, se exempel nedan (reduktionspotentialer) M n+ (aq) + ne -  M(s)E o (M n+ /M(s)) POSTIVT E o : Reaktionen är spontan i skriven riktning NEGATIVT E o : Reaktionen spontan i omvänd riktning OBS! Standardpotentialerna utgör en relativ skala med elektroden H + /H 2 (g) som standard(referenspunkt)* med E o = 0V *Jämför temperatur, tex celcius!

15 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Elektrokemiska spänningsserien A: Appendix 2B 2 H + (aq) + 2 e -  H 2 (g) E 0 = 0 V Na + (aq) + 2 e -  Na(s) E 0 = V Cl 2 (g) + 2 e -  2 Cl - (aq) E 0 = 1.36 V

16 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Celler i vanligt bruk TABELL 13.2 TORRCELLEN (1.5V) BLYACCUMULATORN (2.0 V) NiCd ”Nicad” BATTERI (1.25 V) Zn(s)  ZnCl 2 (aq), NH 4 Cl(aq)  MnO(OH) (s)  MnO 2 (s)  C(grafit) Pb(s)  PbSO 4 (aq)  H + (aq), HSO 4 - (aq)  PbO 2 (s)  PbSO 4 (s)  Pb(s) Cd(s)  Cd(OH) 2 (s)  KOH(aq)  Ni(OH) 3 (s)  Ni(OH) 2 (s)  Ni(s) ANOD: Redoxpar M/M 2+ ELEKTROLYT KATOD: Fast redoxpar N/N n+ ORKA oxidation - anod reduktion - katod

17 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 ETT EXEMPEL: – Fe(s) │ Fe 2+ (aq) │ │ Ag + (aq) │ Ag(s) + HALVCELLSREAKTIONER (från tabell) KATOD: Ag + (aq) + e-  Ag(s)E o = V reduceras gärna ANOD: Fe 2+ (aq) + 2 e-  Fe(s)E o = V omvänd reaktion bäst! Metod T* för beräkning av EMK (E o ) för cellen: Hur stor är drivkraften? OBS! Reduktionspotentialer Använd tabellvärden direkt! E för cellen är då SKILLNADEN  E o = (-0.44) = 1.22 V E o = E o katod - E o anod Använd tabellvärden direkt! E för cellen är då SKILLNADEN  E o = (-0.44) = 1.22 V E o = E o katod - E o anod Ag + /Ag E o (”dragkraft”) Fe 2+ /Fe H + /H 2 Reduceras gärna * Tabell E FLS 2(3)

18 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Hur stor är drivkraften? METOD R: – Fe(s) │ Fe 2+ (aq) │ │ Ag + (aq) │ Ag(s) + HALVCELLSREAKTIONER (sanna!): KATODREAKTION: Ag + (aq) + e-  Ag(s)E o = V ANODREAKTION: Fe(s)  Fe 2+ (aq) + 2 e- E o = 0.44 V Metod R* för beräkning av EMK (E o ) för cellen: Konstatera att anodreaktionen måste gå åt andra hållet! E o anodreaktion = 0.44 V E o katodreaktion = 0.80 V Totalreaktion = summan! E o = = 1.24 V Konstatera att anodreaktionen måste gå åt andra hållet! E o anodreaktion = 0.44 V E o katodreaktion = 0.80 V Totalreaktion = summan! E o = = 1.24 V Ag + /Ag E o (”dragkraft”) Fe 2+ /Fe H + /H 2 * Reaktion

19 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Bestämning av standardpotentialer EXEMPEL 13.5 Bestäm standardpotentialen för en halvcell när EMK är känd Zn(s) │ Zn 2+ (aq) ││ Sn 4+ (aq), Sn 2+ (aq) │ Pt(s) VI VET: E o (Zn 2+ /Zn) = V EMK = 0.91 V

20 KEMA02/ © Sofi Elmroth Elektrokemiska spänningsserien E o (”dragkraft”) H + /H 2 0 F 2 /F Na + /Na – 2.71 oxiderande förmåga reducerande förmåga De flesta metaller är reducerande dvs avger gärna elektroner tex till H +  vätgasutdrivande! EXEMPEL: Na(s), Zn(s) Många icke-metaller är oxiderande EXEMPEL O 2, Cl 2

21 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 KÄLLA: modifierade från solutions/chemistry/redox/ electrochemicalseries.gif Au(III)/Au Ag(I)/Ag Fe(III)/Fe(II) Cu(II)/Cu OXIDERANDEOXIDERANDE REDUCERANDEREDUCERANDE

22 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Att beräkna cellpotentialen EXEMPEL 13.7 FRÅGA: Om man blandar två oxiderande ämnen – vad händer då? SVAR: Det bildas en galvanisk cell [som vanligt!] med en EMK som bestäms av skillnaden i EMK mellan de båda redox-paren! UPPGIFT: Beräkna EMK för en blandning av MnO 4 - och Cr 2 O 7 2- (sur lösning)

23 KEMA02/ © Sofi Elmroth Standardpotentialer och jämviktskonstanter SAMBAND ATT UTNYTTJA:  G = - nFE  G= - RTlnK nFE = RTlnK lnK = nFE RT TÄNKVÄRT 1: om E = 0 V så blir K =.....! 1 TÄNKVÄRT 2: Daniells element med n=2; E = 1.1 V ger lnK = 85.6 och K = 1.5E37!!!

24 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Bestämning av ”okänt” E o -värde kombination av tabellreaktioner EXEMPEL 13.6 Beräkna E o för reaktionen Ce 4+ (aq) + 4 e -  Ce(s) Cerium: - god ledare - som salt: i bränsleceller, katalys - CeO 2 : yta i självrengörande ugnar - upptäckt i Sverige 1803 (Berzelius) mjuk, smidbar, god ledare

25 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Beräkning av jämviktskonstant EXEMPEL 13.8 Användning av elektrodpotentialerna för AgCl/Ag och Ag(I)/Ag för att beräkna löslighetsprodukten K sp (AgCl(s)) VIKTIG SLUTSATS! Genom att mäta EMK kan halter av SVÅRLÖSLIGA ÄMNEN och SPÅRÄMNEN bestämmas! ISEs (Ion Selective Electrodes) tför selektiv detektion av tex Ca +2, Cd +2, and Ag + /S -2

26 KEMA02/ © Sofi Elmroth Nernst ekvation KONSTATERANDE: Alla batterier blir med tiden funktionsodugliga (  G = 0) dvs drifkraften för att förflytta elektroner avtar successivt Zn(s) + Cu 2+ (aq)  Zn 2+ (aq) + Cu(s) a(Zn(II)) a(Cu) [Zn(II)] a (Cu(II)) a(Zn) [Cu(II)] Nernst ekvation Cu(II) förbrukas  Q stort SAMBAND:  G =  G o + RTlnQ Q start = ≈ -nFE = -nFE o + RTlnQ nFE = nFE o – RTlnQ E = E o – (RT/nF) lnQ Justering i förhållande till aktuell cell

27 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Nernst ekvation och EMK-beräkning EXEMPEL 13.9 Beräkning av EMK under icke-standard-tillstånd HÄR: Daniells element; [Zn(II)] = 0.10 M, [Cu(II)] = M

28 KEMA02/ © Sofi Elmroth Jonselektiva elektroder E FLS 3(3) pH-metern – en jonselektiv elektrod TÄNKBAR GALVANISK CELL: Pt(s) │ H 2 (g), H + (aq) ││ Hg 2 Cl 2 (s) │ Hg(l) ANODREAKTION: H 2 (g)  2 H + (aq) + 2e- E o = 0 V KATODREAKTION: Hg 2 Cl 2 (s)+ 2e-  2 Hg + (aq) + 2 Cl - (aq) E o = 0.27 V TOTALREAKTION: H 2 (g) + Hg 2 Cl 2 (s)  2 H + (aq) + Hg(l) + 2 Cl - (aq) E o = 0.27 V E = E o – (RT/nF) lnQ n = 2, Q = = [H + ] 2 [Cl - ] 2 [H + ] 2 [Cl - ] 2 p H2 Användning av mättad KCl(aq) för kontroll av [Cl - ] ger stabil katodreaktion   anodreaktionen (öppen) kan användas som mätcell EMK = A + (0.0592)  pH C/SE

29 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 I dagens pH elektroder bubblar ingen H 2 Pt(s) │ Provlösning med H + (aq) ││ Hg 2 Cl 2 (s) │ Hg(l), Pt(s) ANVÄNDNINGSRUTIN: 1. Uppmätt EMK kalibreras mot pH (helst 2 punkter) 2. Okänd EMK mäts MEN! Kalomel-elektroden finns kvar TÄNKBAR KONSTRUKTION: EMK 1 EMK 2 pH 2 pH 1 EMK prov pH prov PROBLEM: Inte bara H + påverkar EMK PROBLEM: Inte bara H + påverkar EMK

30 KEMA02/ © Sofi Elmroth ELEKTROLYS FRÅGA: Vad är elektrolys? SVAR: Ett sätt att driva en reaktion i icke spontan riktning m.hj.a. elektrisk ström ANVÄNDNINGSOMRÅDE: Framställning av många metaller! T.ex. Na, Mg, Al men även Cl 2 (g) Cl 2 -användning: Kemisk industri –reagens Blekmedel Desinfektion Cl 2 -användning: Kemisk industri –reagens Blekmedel Desinfektion Na-användning: Kemisk industri –reagens Gatuljus - brandgula Na-användning: Kemisk industri –reagens Gatuljus - brandgula Mg-användning: Legeringar med Al lätta – sega magn(e/a)lium Mg-användning: Legeringar med Al lätta – sega magn(e/a)lium

31 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Celltyper TVÅ KOMMERISELLT ANVÄNDA TYPER AV CELLER VATTENLÖSNING Utformning: ”vanlig” cell! Pålagd EMK > cellpotentialen Ex) Sönderdelning av vatten 2 H 2 O(l)  2 H 2 (g) + O 2 (g) E o (H + /H 2 ) = 0 V E o (O 2 /H 2 O, pH 7) = 1.23 V E o (totalreaktion): V EJ SPONTAN! MINST denna spänning behövs! SMÄLTA Utformning: avancerad! Pålagd EMK > cellpotentialen Ex) Dow-cellen (Na, Mg) 2 MgCl 2 (l)  2 Mg(l) + 2 Cl 2 (g) E o (Mg(II)/Mg) = V E o (Cl 2 /Cl - ) = 1.36 E o (totalreaktion) = V EJ SPONTAN! Minst 3.72 V behövs

32 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Aluminiumproduktion Al: Utvinns ur bauxit – huvudkomponent Al 2 O 3 (s) t m = ca 2000 o C PROCESS: elektrolys i smälta tillsats: CaF 2 (s) eller kryolit (Na 3 AlF 6 )  t m (blandsmälta) = ca 950 o C Al(l) tappas ut KÄLLA: commons/2/24/Hall-heroult-kk png

33 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Villkor för produktion Uppskattning av behov map pålagd spänning: KATODREAKTION: Al e -  Al(s) E o = V ANODREAKTION:C (s)  C e - E o = X V (ej listad, ej spontan) Bireaktion vid C-anod:C O 2-  CO 2 (g)  G = Y kJmol -1 (ej listad) SLUTSATS: minst 1.66 V behövs  SANNOLIKT MYCKET MER! OBS! En pålagd spänning om 1.66 V reducerar ut de flesta metaller!!! Mer om Al-framställning att läsa i: BE Welch, JOMMer om Al-framställning att läsa i: BE Welch, JOM, 51 (5) (1999), pp. 24– (5) (1999) EXEMPEL E o (Pb(II)/Pb) = V E o (Ni(II)/Ni) = V E o (Cd(II)/Cd) = V E o (Cr(II)/Cr) = V Rödslam: Långsiktiga, ”låghalts-” miljöproblem 

34 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Hur mycket ström går det åt? Se även EXEMPEL SAMBAND: Laddningsmängd = (antal mol e- )  (laddning/mol e-) Q = n  FF = Cmol -1 Q = I  tI = strömstyrka(A), t = tid (s) FRÅGA: Vilken strömstyrka behövs om man vill producera 1 ton aluminium under ett dygn? 1 ton aluminium = 1  10 3 kg = 1  10 3  10 3 g = 10 6 g M w (Al) = 27 g/mol  10 6 g motsvarar 37  10 3 mol Al Behov e- : 3  37  10 3 = 111  10 3 mol (n) Behov laddning (Q) = 111  10 3  = 1.07  Tidsrymd: 24 h dvs 24  60  60 s = 86.4  10 3 s Strömstyrka: I = Q / t HÄR: I = 1.07  / 86.4  103 = 124 kA BEHOV: Billig el!!

35 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Varför använda smälta salter? – Energikrävande + Ger rätt produkt! EXEMPEL Elektrolys av ”saltat” vatten... (med NaI) SE/allt blir inte som man tänkt sig (med NaCl) C/SE

36 KEMA02/ © Sofi Elmroth Elektrolysprodukter Produktbildning kräver elektroner i mängder dvs ELEKTRISK STRÖM ETT EXEMPEL: Cu e -  Cu(s) FRÅGA: Vi ”tillsätter” 4 mol elektroner – hur mycket ström behövs? SVAR: Det beror på hur snabbt vi vill har fram produkten – ju lägre strömstyrka desto längre tid tar det! Stökiometri som vanligt

37 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Hur mycket produceras vid given strömstyrka? EXEMPEL Beräkna tiden det tar att producera 25 g Cu(s) ur 1.00 M CuSO4(aq) om strömstyrkan är 3.00 A. You will need to supply: - 542mls of battery acid per 4.5 litres of plating bath. - Copper Pipe for tank bar - Copper Wire to hang items - Small amount of electrical wire to make connections - Power Supply (6 or 12 volt battery) COPPER PLATING KIT NEW BRIGHT ACID FORMULA KÄLLA:

38 KEMA02/ © Sofi Elmroth Användningsområden summering  Framställning av metaller  Framställning av halogener Fås ofta som biprodukt vid metallframställning  Elektroplätering; förkromning, förgyllning etc

39 KEMA02/ © Sofi Elmroth Korrosion ett pH-beroende fenomen Korrosion = oönskad oxidation av metall FRÅGA: Vad händer med Fe(s) i vatten? REDOXREAKTIONER E o (V) Fe(II) + 2e-  Fe(s) Fe(III) + e-  Fe(II) O H + + 4e-  2 H 2 O O H 2 O + 4e-  4 OH H 2 O + 2e-  H OH VIKTIGARE SLUTSATSER: - Fe(II) bildas ej i rent vatten; O 2 krävs för oxidation - Fe(III) bildas bara i sur miljö – H + förbrukas  rost deponeras i utkanten av vattendroppe! O 2 /H 2 O H + O 2 /H 2 O OH - Fe(II)/Fe(s) Fe(III)/Fe(II) H 2 O/H 2 EoEo

40 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Hur skyddar man från korrosion? TAKTIK: Använd offeranod dvs tillsätt halvcell som ger strörre drivkraft tex Zn(II)/Zn E o = V O 2 /H 2 O H + O 2 /H 2 O OH - Fe(II)/Fe(s) Fe(III)/Fe(II) H 2 O/H 2 EoEo Zn(II)/Zn(s)

41 KEMA02/ © Sofi Elmroth Celler i bruk 3 exempel BRUNSTENSBATTERI (drycell) – vanliga batteri (1.5 V) BLYACCUMULATOR – i bilar (2 V - seriekopplade) Nicad - NiCd – i datorer, kameror, mobiltelefoner (1.25V) Se även TABELL 13.2 NiCd - uppladdningsbara Olika typer av torrbatterier


Ladda ner ppt "KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Repetition UTFÄLLNINGAR ; TYPER - Hydroxider - Sulfider - Karbonater FÄLLNINGSBETINGELSER - Löslighet av fast salt i rent vatten."

Liknande presentationer


Google-annonser