OBECNÁ CHEMIE OXIDAČNĚ REDUKČNÍ REAKCE Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003 Obecná chemie. Redox reakce. 1
ZÁKLADNÍ POJMY /1 Oxidační číslo relativní elektrický náboj, který by byl na atomu, pokud by elektrony každé vazby z atomu vycházející patřily elektronegativnějšímu partneru Pravidla Prvek/prvky ox. stupeň výjimka vodík +I hydridy H I kyslík II peroxidy O I alkalické kovy +I kovy alkalických zemin +II fluoridy I Součet oxidačních stupňů v neutrální molekule = 0, v iontu = náboji iontu Obecná chemie. Redox reakce. 2
ZÁKLADNÍ POJMY /2 Vaznost počet vazebných elektronových párů vycházejících z daného prvku (většinou vaznost oxidační číslo) H 3 PO 2 H H O P H Obecná chemie. Redox reakce. O oxidační stupeň +I vaznost 4 3
ZÁKLADNÍ POJMY /3 Redox děje přenos elektronů oxidace A red Zn redukce + n e Box + Cu 2 + 2 e A ox + n e + Zn 2 + 2 e A red + Bred Cu A ox + Bred Box redox pár Zn + Cu 2 Obecná chemie. Redox reakce. + + Zn 2 + Cu 4
ZÁKLADNÍ POJMY /4 Silná oxidační činidla snadno redukovatelné látky KMn. O 4, K 2 Cr 2 O 7, HNO 3, K 2 S 2 O 8 Silná redukční činidla snadno oxidovatelné látky H 2, C, CO, kovy, Sn 2+ Obecná chemie. Redox reakce. 5
DANIELŮV ČLÁNEK e anoda oxidace Zn + Zn 2 + 2 e Zn Zn 2+ katoda redukce Cu + Cu 2 + 2 e Cu Cu 2+ galvanický článek solný můstek Zn | Zn. SO 4(zřeď. ) || Cu. SO 4(konc. ) | Cu poločlánek Obecná chemie. Redox reakce. poločlánek 6
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ /1 1. Primární články u zdroj stejnosměrného proudu, nízký výkon u vybitím se znehodnotí Cu | Cu(NO 3)2 (zřeď. ) || Ag. NO 3 (zřeď. ) | Ag + Cu 2 (aq) + 2 e anoda oxidace Cu(s) katoda redukce 2 Ag (aq) + 2 e + + Cu(s) + 2 Ag (aq) Obecná chemie. Redox reakce. 2 Ag(s) + Cu 2 (aq) 7
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ /2 Komerční články suchý článek (Leclancheův) E = 1, 5 V Zn | Mn. O 2 (pasta), NH 4 Cl, H 2 O, C | C anoda oxidace Zn(s) + Zn 2 (aq) + 2 e katoda redukce + + 4 NH 4 (aq) + e Mn. O 2 (s) + Zn + 2 Mn. O 2 + 8 NH 4 Obecná chemie. Redox reakce. 3+ Mn (aq) + 4 NH 3 + 2 H 2 O + + Zn 2 + 2 Mn 3 + 8 NH 3 + 4 H 2 O 8
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ /3 2. Sekundární články olověný akumulátor, E = 12 V (6 x 2 V) lze je znovu nabít u opotřebení elektrod u kontrola hustoty elektrolytu u anoda oxidace Pb | H 2 SO 4 | Pb. O 2 2+ + 2 e Pb(s) Pb (aq) + Pb 2 (aq) + SO 2 (aq) Pb. SO 4 (s) 4 katoda redukce + Pb. O 2 (s) + 4 H (aq) + 2 e + Pb 2 (aq) + SO 2 (aq) 4 + Pb + Pb. O 2 + 4 H + 2 SO 2 4 Obecná chemie. Redox reakce. + Pb 2 (aq) + 2 H 2 O Pb. SO 4 (s) 2 Pb. SO 4 + 2 H 2 O 9
TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ /4 Článek Ni Cd (hodinky, kalkulačky) elektrolyt KOH anoda oxidace Cd(s) + 2 OH Cd(OH) 2 (s) + 2 e katoda redukce Ni. O 2 (s) + 2 H 2 O + 2 e Ni(OH)2 (s) + 2 OH Palivové články palivo (H 2, CO, alkoholy) na anodě elektrochemicky oxidovány, oxidovadlo (vzduch, O 2) redukováno na katodě, ekologicky výhodné Obecná chemie. Redox reakce. 10
ELEKTRODY usoustava vodič 1. a 2. třídy uve fázovém rozhraní probíhá elektrochemická reakce upřenos elektricky nabité částice kov + Box + n e + + 2 e Cu + Nernstova rovnice + + + roztok Obecná chemie. Redox reakce. 2+ Bred E = E 0 Cu 0, 059 log K n Potenciál elektrody potenciálový rozdíl mezi elektrolytem a elektrodou 11
TYPY ELEKTROD /1 Elektrody I. druhu heterogenní u kationtové + Mn + n e M 0, 059 = E 0 + E log a. Mn+ n Příklady Stříbrná elektroda + Ag + e Ag Vodíková elektroda (Pt) H 2 2 H E = E 0 + 0, 059 log a Ag + H(g) + H 2 O(l) E 0 = E(a Ag + = 1) E = E 0 + 0, 059 log a. H 3 O+ Obecná chemie. Redox reakce. + H 3 O (aq) + e 12
TYPY ELEKTROD /2 Elektrody I. druhu heterogenní u aniontové (Pt) Cl 2 Cl (g) + e 2 Cl (aq) E = E 0 + 0, 059 log a Cl Obecná chemie. Redox reakce. 13
TYPY ELEKTROD /3 Elektrody II. druhu heterogenní Argentchloridová elektroda Ag (kov) | Ag. Cl(s) | KCl(aq) Ag. Cl + Ag + Cl Ag+ + e Ag Ag. Cl + e E = E 0 0, 059 log a Cl K S = a Ag + a. Cl Ag + Cl Kalomelová elektroda 2 Hg 2 Cl 2 + 2 e 2 Hg + 2 Cl E = E 0 0, 059 log a Cl Obecná chemie. Redox reakce. 14
TYPY ELEKTROD /4 Elektrody oxidačně redukční homogenní Fe 3+ + e Pt Fe 2+ Petersova rovnice aox 0, 059 E =E + log n ared a Fe 3 + 0 E = E + 0, 059 log a Fe 2+ 0 Fe 2+/Fe 3+ Obecná chemie. Redox reakce. 15
TYPY ELEKTROD /5 Elektrody iontově selektivní (ISE) Donnanův potenciál referenční elektroda vnitřní roztok analytu membrána u nepohyblivá − Ag. Cl, Ag. Br, La. F 3 u pohyblivá − ionexy, polymery u Cl , Br , CN , NO 3 , Cu 2+, Ag+, . . . skleněná elektroda u p. H, K+, Na+ membrána Obecná chemie. Redox reakce. 16
ELEKTROMOTORICKÉ NAPĚTÍ Absolutní hodnotu potenciálu elektrody E nelze změřit, lze měřit jen elektromotorické napětí (EMN), relativní hodnoty Dohoda Standardní vodíková elektroda E 0 = 0 V Pt | H 2 (p. H 2 = 101, 325 k. Pa) | H 3 O+ (a = 1) (Standardní) redukční potenciál elektrody E 0 red U = E P EL = E + E L = oxidace P = redukce + samovolná redukce Ered > 0 E 0 red klesá redukční účinky rostou samovolná oxidace Ered < 0 E 0 red roste oxidační účinky rostou Obecná chemie. Redox reakce. 17
APLIKACE MĚŘENÍ EMN /1 p. H, koncentrace iontů u měrná elektroda E = f(c) u referentní elektroda E ≠ f(c) u elektrody II. druhu Ag. Cl, kalomelová) Obecná chemie. Redox reakce. 18
APLIKACE MĚŘENÍ EMN /2 Výpočet EMN článku u bezproudový stav − rovnováha => U = max 0 U 0 = Ered + E 0 ox + U 0 = E E Zn + Cu 2 oxidace redukce + + Zn 2 + Cu + 0 Zn Zn 2 + 2 e E 0 = + 0, 76 V Ered = 0, 76 V ox + 0 Cu 2 + 2 e Cu E red = + 0, 34 V U 0 = 0, 34 ( 0, 76) = 1, 1 (V) Obecná chemie. Redox reakce. U 0 = 0, 34 + 0, 76 = 1, 1 (V) 19
APLIKACE MĚŘENÍ EMN /3 Síla oxidačních a redukčních činidel u látka s pozitivnějším E 0 red = silnější oxidační činidlo u látka s pozitivnějším E 0 ox = silnější redukční činidlo Obecná chemie. Redox reakce. 20
APLIKACE MĚŘENÍ EMN /4 Předpověď průběhu redox děje 0 E 0 + E red > 0 ox spontánní reakce 0 E 0 + E red < 0 ox reakce neprobíhá Fe 3+ + Ag Fe 2+ + Ag + 0 Fe 3+ + e Fe 2+ E red = + 0, 77 V E 0 = 0, 80 V Ag Ag+ + e ox Obecná chemie. Redox reakce. E = 0, 03 V reakce neprobíhá 21
ELEKTROLÝZA Realizace nespontánního redox děje vloženo napětí z vnějšího zdroje množství látky elektrolyticky vyloučené + m= MI t F = 9, 648. 104 Cmol-1 z. F + Cl 2+ Cu Obecná chemie. Redox reakce. anoda (oxidace) 2 Cl + 2 e Cl 2 katoda (redukce) 2+ + 2 e Cu Cu 22
APLIKACE ELEKTROLÝZY /1 Elektrolýza Na. Cl (aq) solanky + anoda (oxidace) 2 Cl 2 + 2 e katoda (redukce) 2 H 2 O + 2 e H 2 + 2 OH výroba Na. OH (hromadí se v elektrolyzéru) Elektrolýza taveniny Na. Cl + anoda (oxidace) 2 Cl 2 + 2 e Obecná chemie. Redox reakce. katoda (redukce) + Na + e Na 23
APLIKACE ELEKTROLÝZY /2 Elektrolýza s aktivní anodou Cu. SO 4 + anoda (oxidace) Cu 2+ Cu + 2 e katoda (redukce) 2+ Cu + 2 e Cu elektrolytické čištění kovů, pokovování předmětů Elektrogravimetrie zváží se produkt elektrodové reakce (inertní elektroda) Obecná chemie. Redox reakce. 24
KONEC 25
Скачать презентацию OBECNÁ CHEMIE OXIDAČNĚ REDUKČNÍ REAKCE Ing Alena Hejtmánková
ox_red_reakce.ppt