ELEKTROKEMIJA — ZAPISKI IN REŠENE NALOGE https://andraz.org/sola/kemija/elektrokemija/ 01 / RAZUMI SNOV Zapiski, ki povežejo snov. Najprej določi, kaj se zgodi z elektroni. Potem izberi enačbo ali račun. 01 Oksidacijsko število Oksidacijsko število je formalno število, s katerim spremljamo spremembe pri redoks reakcijah. Pri enoatomnem ionu je enako njegovemu naboju. • Elementarna snov: 0. Primeri: Zn, Fe, H₂, O₂, Cl₂. • Enoatomni ion: naboj iona. Zn²⁺ ima +2; Cl⁻ ima −1. • Kisik: običajno −2; v peroksidih (npr. H₂O₂) −1. • Vodik: običajno +1; v kovinskih hidridih (npr. NaH) −1. • Vsota: v nevtralni spojini je 0, v večatomnem ionu pa enaka naboju iona. • Alkalijske kovine v spojinah imajo +1, zemljoalkalijske +2; fluor −1. PRIMER IZ TESTA Fosfor v H₄P₂O₇: 4 · (+1) + 2x + 7 · (−2) = 0 2x = 10 → x = +5. Dva atoma fosforja skupaj prispevata +10; vsak ima +5. 02 Oksidacija, redukcija in vlogi snovi Oksidacija Oddajanje elektronov. Oksidacijsko število narašča. Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ Fe²⁺ je reducent: drugi snovi omogoči redukcijo, sam pa se oksidira. Redukcija Sprejemanje elektronov. Oksidacijsko število pada. Ag⁺ + e⁻ → Ag Ag⁺ je oksidant: drugi snovi omogoči oksidacijo, sam pa se reducira. Zapomni si: oksidant sprejme e⁻, reducent odda e⁻. Ime pove, kaj snov povzroči drugi snovi. Redoks reakcija ima vedno obe spremembi hkrati. Če se nobeno oksidacijsko število ne spremeni, reakcija ni redoks, tudi če pri njej nastane plin. 03 Kako urediš redoks enačbo • Določi oksidacijska števila in poišči elementa, ki se spremenita. • Zapiši delni reakciji. Elektrone dodaj na stran produktov pri oksidaciji in na stran reaktantov pri redukciji. • V kislem mediju uredi O z dodajanjem H₂O, H z dodajanjem H⁺ in naboj z e⁻. • Delni reakciji pomnoži tako, da je število oddanih in sprejetih elektronov enako. • Seštej, pokrajšaj e⁻ ter dodaj spremljevalne ione, če želiš molekulsko enačbo. • Preveri število atomov vsakega elementa in skupni naboj na obeh straneh. PERMANGANAT IN ŽELEZOVI(II) IONI V KISLEM Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ / · 5 MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺ Na vsaki strani je skupni naboj +17. Koeficienti povedo: 1 mol MnO₄⁻ reagira s 5 mol Fe²⁺. Koeficiente spreminjaš pred formulami. Indeksov v kemijskih formulah pri urejanju ne spreminjaj. 04 Elektrokemijska napetostna vrsta Vsak par zapišemo kot oksidirana oblika / reducirana oblika, npr. Zn²⁺/Zn. Bolj pozitiven standardni redukcijski potencial pomeni večjo težnjo oksidirane oblike po sprejemanju elektronov. močnejši reducenti ← reducirane oblike Mg²⁺/Mg · Al³⁺/Al · Zn²⁺/Zn · Fe²⁺/Fe · Pb²⁺/Pb · 2H⁺/H₂ · Cu²⁺/Cu · Ag⁺/Ag oksidirane oblike → močnejši oksidanti To je skrajšana vrsta za kovine iz nalog. V testu uporabljaj celotno podano vrsto. • Kovina + ion druge kovine: kovina bolj levo lahko odda elektrone ionu kovine bolj desno. Zn izrine Pb iz Pb²⁺; obratno ne. • Kovina + HCl: kovine pred vodikom praviloma reagirajo s H⁺ in sproščajo H₂. Cu in Ag s samo razredčeno HCl ne reagirata na ta način. • Halogeni: oksidacijska moč pada F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Cl₂ oksidira I⁻ v I₂; I₂ ne oksidira Cl⁻ v Cl₂. Zn + Pb²⁺ → Zn²⁺ + Pb Zn je reducent, Pb²⁺ oksidant. Zn odda dva elektrona, Pb²⁺ ju sprejme. Napetostna vrsta napove termodinamsko smer pod primerljivimi pogoji. Hitrost, oksidna plast in reakcije z vodo lahko vplivajo na dejanski potek. Za šolske primere sledimo podani vrsti. 05 Galvanski člen: reakcija daje električni tok V galvanskem členu spontana redoks reakcija pretvarja kemijsko energijo v električno. Polčlena sta povezana z zunanjim vodnikom in elektrolitskim ključem. Elektroni gredo po žici. Skozi elektrolitski ključ se premikajo ioni. Člen Zn/Zn²⁺ in Fe²⁺/Fe iz 7. naloge | Lastnost | Cinkov polčlen | Železov polčlen | Elektroda | Anoda (−) | Katoda (+) | Delna reakcija | Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ | Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe | Dogajanje | Cink se raztaplja; masa pada. | Železo se izloča; masa raste. | E° redukcije | −0,76 V | −0,44 V E°člena = E°katode − E°anode = −0,44 − (−0,76) = 0,32 V Vstavimo tabelarična redukcijska potenciala. Potencialov ne množimo s koeficienti reakcije. Elektrolitski ključ sklene notranji del tokokroga in prepreči kopičenje naboja. V tem členu anioni potujejo proti cinkovemu polčlenu, kjer nastajajo Zn²⁺; kationi proti železovemu, kjer se Fe²⁺ porabljajo. 06 Elektroliza: električni tok poganja reakcijo Zunanji vir napetosti omogoči redoks reakcijo, ki sama v tej smeri ne bi potekala spontano. Elektrodi vedno poimenujemo po reakciji | Elektroda | Vedno poteka | Galvanski člen | Elektroliza | Anoda | Oksidacija | − | + | Katoda | Redukcija | + | − Anoda = oksidacija. Katoda = redukcija. To velja pri obeh. Predznaka se zamenjata. TALINA MgCl₂ / NALOGI 9 IN 11 Katoda: Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg Anoda: 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻ Skupaj: MgCl₂(l) → Mg + Cl₂(g) Za 1 mol Mg potrebujemo 2 mol e⁻. Talina ne vsebuje vode; za vodno raztopino bi morali upoštevati tudi njene možne reakcije. VODA Z DODATKOM H₂SO₄ / NALOGA 12 Pri inertnih elektrodah in običajnih šolskih pogojih: Katoda: 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂ Anoda: 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ Skupaj: 2 H₂O → 2 H₂ + O₂ Za 1 mol H₂ potrebujemo 2 mol e⁻; za 1 mol O₂ pa 4 mol e⁻. Kislina izboljša električno prevodnost. 07 Računske naloge: od podatkov do rezultata Pri reakcijah najprej uredi enačbo in uporabi razmerje koeficientov. Pri elektrolizi najprej zapiši delno reakcijo, da pravilno določiš število elektronov z. • Izpiši podatke z enotami. mg pretvori v g, mL v L in ure v sekunde. • Če imaš maso, izračunaj množino: n = m/M. • Pri kemijski reakciji uporabi razmerje koeficientov; pri elektrolizi pa n(e⁻) = z · n(snovi). • Izračunaj želeno količino ter dodaj enoto. Preveri, ali je velikost rezultata smiselna. Pri računih v tem gradivu privzamemo 100-odstotni tokovni izkoristek. Za skladnost s testom uporabljamo F ≈ 96 500 C/mol. 02 / NA ENEM MESTU Formule za test. MNOŽINA n = m / Mn [mol], m [g], M [g/mol] MNOŽINSKA KONCENTRACIJA c = n / Vc [mol/L], V [L] ELEKTRIČNI NABOJ Q = I · tQ [C = A·s], I [A], t [s] FARADAYEV ZAKON Q = z · F · nz: mol e⁻ na mol izbrane snovi MASA PRI ELEKTROLIZI m = Q · M / (z · F)Tudi: m = I · t · M / (z · F) NAPETOST ČLENA E° = E°kat − E°anOba podatka sta redukcijska potenciala. Konstante in pretvorbe: F ≈ 96 500 C/mol · 1 h = 3600 s · 1 mg = 0,001 g · 1 mL = 0,001 L. Molske mase za te naloge: KMnO₄ 158,04 g/mol · Mg 24,31 g/mol · Ni 58,69 g/mol · H₂ 2,016 g/mol. 03 / FOTOGRAFIJE → RAZLOŽENE REŠITVE Vseh 12 nalog, korak za korakom. Najprej poskusi sam. Nato odpri rešitev in primerjaj postopek. 01 Najvišje oksidacijsko število fosforjaOksidacijska števila + Odgovor C: H₄P₂O₇. Fosfor ima +5. 4 · (+1) + 2x + 7 · (−2) = 0 → x = +5 V PH₃ je P = −3, v H₃PO₃ je P = +3. V fosforjevem(III) oksidu, npr. P₄O₆, je prav tako +3. Formula možnosti A na fotografiji je manj razločna. Zgornja primerjava velja za fosforjev(III) oksid. Če bi pri A pisalo P₂O₅, bi bil tudi tam P = +5 in naloga ne bi imela samo enega pravilnega odgovora. 02 Katera reakcija ni redoks?Prepoznavanje sprememb + Odgovor B. Na₂CO₃ + 2 HNO₃ → 2 NaNO₃ + CO₂ + H₂O Ogljik ima v CO₃²⁻ in CO₂ enako oksidacijsko število +4; dušik ima v HNO₃ in NaNO₃ +5. Tudi pri drugih elementih ni spremembe. To je reakcija karbonata s kislino, brez prenosa elektronov. • A: Cr se reducira iz +6 v +3, S oksidira iz +4 v +6. • C: Zn se oksidira iz 0 v +2, N reducira iz +5 v +2. • D: S v H₂S preide iz −2 v 0, S v SO₂ pa iz +4 v 0. Nastajanje CO₂ samo po sebi ne pomeni, da je reakcija redoks. 03 Permanganat in železov(II) kloridUrejanje · oksidant · oksidacija + a) Urejena enačba: KMnO₄ + 8 HCl + 5 FeCl₂ → MnCl₂ + 5 FeCl₃ + KCl + 4 H₂O Mn preide iz +7 v +2 in sprejme 5 e⁻. Fe preide iz +2 v +3 in odda 1 e⁻, zato potrebujemo 5 Fe²⁺ na 1 MnO₄⁻. b) FeCl₂ → FeCl₃ je oksidacija: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻. c) Oksidant je KMnO₄, natančneje MnO₄⁻, ker se mangan v njem reducira. Reducent je FeCl₂ (Fe²⁺). 04 Koliko sulfita je v vzorcu?38,72 mg KMnO₄ · 25,00 mL vzorca + Urejena enačba: 2 KMnO₄ + 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O a) Reducent je Na₂SO₃. S se oksidira iz +4 v +6. Mn se reducira iz +7 v +2. Delni reakciji v kislem mediju: SO₃²⁻ + H₂O → SO₄²⁻ + 2 H⁺ + 2 e⁻ / · 5 MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O / · 2 b) Množina Na₂SO₃: • m(KMnO₄) = 38,72 mg = 0,03872 g • n(KMnO₄) = 0,03872 / 158,04 = 2,450 · 10⁻⁴ mol • Iz koeficientov: n(Na₂SO₃) / n(KMnO₄) = 5/2 • n(Na₂SO₃) = (5/2) · 2,450 · 10⁻⁴ = 6,125 · 10⁻⁴ mol V vzorcu je 0,6125 mmol Na₂SO₃. Uvod naloge omenja koncentracijo, podvprašanje b pa množino. Če izračunamo še koncentracijo: c = n/V = (6,125 · 10⁻⁴ mol) / (0,02500 L) = 0,02450 mol/L 05 Napetostna vrsta: katere reakcije potečejo?Vsi deli a–f + a) Najboljši reducent med ponujenimi D: Rb(s). Med Ni²⁺, Zn, Cr³⁺ in Rb najlažje oddaja elektrone kovinski rubidij. Primerjaj dejansko ponujene delce, ne le imen elementov. b) Napoved reakcij po podani vrsti • POTEČE* Al + 3 Ag⁺ → Al³⁺ + 3 Ag • POTEČE* 3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al • NE POTEČE Cu + K⁺: baker ne reducira K⁺ v K. • POTEČE* F₂ + 2 Cl⁻ → 2 F⁻ + Cl₂ *To so formalne napovedi po napetostni vrsti, kot jih zahteva naloga. V resnični vodni raztopini, zlasti pri Mg/Al³⁺ in F₂, tekmujejo tudi reakcije z vodo; izločanje aluminija iz vode zato ni tako preprosto. c) Kovine, ki reagirajo s klorovodikovo kislino D: Ca, Zn, Al. Vse so v podani vrsti pred vodikom in lahko reducirajo H⁺ v H₂. Pri aluminiju lahko oksidna plast upočasni začetek reakcije. d) Cink in svinčevi ioni Zn + Pb²⁺ → Zn²⁺ + Pb Obratna kombinacija Pb + Zn²⁺ po podani vrsti ne reagira spontano. e) Aluminij ali baker v HCl 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂ Reagira aluminij. Baker s samo razredčeno HCl ne izpodrine vodika. f) Klor v KI oziroma jod v NaCl Cl₂ + 2 KI → 2 KCl + I₂ Ionsko: Cl₂ + 2 I⁻ → 2 Cl⁻ + I₂ . Klor je močnejši oksidant od joda, zato oksidira I⁻. Jod v raztopini NaCl ne povzroči obratne reakcije. 06 Baterija s cinkom in srebrovim(I) oksidomPraznjenje baterije + Odgovor D: cink se oksidira. Zn + Ag₂O → ZnO + 2 Ag Zn: 0 → +2, odda elektrone. Ag v Ag₂O: +1 → 0, sprejme elektrone. Pri praznjenju baterija deluje kot galvanski člen. Srebrovi ioni se reducirajo. Za formulo srebrovega(I) oksida uporabi Ag₂O, za cinkov oksid ZnO. Pri urejanju ohrani ti formuli. 07 Galvanski člen Zn/FeE°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V · E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V + Železov polčlen ima bolj pozitiven redukcijski potencial, zato v njem poteka redukcija. Cinkov polčlen — anoda (−): Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ Železov polčlen — katoda (+): Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe Elektroni: od Zn elektrode proti Fe elektrodi po zunanjem vodniku. Skupna reakcija: Zn + Fe²⁺ → Zn²⁺ + Fe. E° = −0,44 V − (−0,76 V) = +0,32 V Standardna napetost člena je 0,32 V. 08 Zakaj potrebujemo elektrolitski ključ?Tokokrog in električna nevtralnost + Elektrolitski ključ omogoča prehajanje ionov med polčlenoma, sklene notranji tokokrog in ohranja električno nevtralnost raztopin. Na anodi nastajajo kovinski kationi, zato tja prehajajo anioni iz ključa. Na katodi se kovinski kationi porabljajo, zato proti temu polčlenu prehajajo kationi iz ključa. To velja za prikazani člen Zn/Fe. Brez te izravnave bi se naboj kopičil in tok hitro prenehal. Skozi ključ potujejo ioni; elektroni tečejo po zunanjem vodniku. 09 Masa magnezija iz danega nabojaQ = 289 500 A·s + Katoda: Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg , zato z = 2. • Q = 289 500 A·s = 289 500 C • n(e⁻) = Q/F = 289 500 / 96 500 = 3,000 mol • n(Mg) = n(e⁻)/2 = 1,500 mol • m(Mg) = 1,500 · 24,31 g = 36,465 g ≈ 36,5 g Odgovor C: 36,5 g Mg. 10 Kolikšen naboj potrebujemo za 2,50 g niklja?Redukcija Ni²⁺ in Faradayev zakon + a) To je redukcija: Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni Ion sprejme dva elektrona; oksidacijsko število pade iz +2 na 0. b) Naboj: n(Ni) = 2,50 g / (58,69 g/mol) = 0,04260 mol Q = z · F · n = 2 · 96 500 · 0,04260 C ≈ 8221 C Q ≈ 8,22 · 10³ C = 8,22 kC. 11 Elektroliza taline MgCl₂: tok 3,0 A eno uroDelni reakciji in masa Mg + a) Delni reakciji: Katoda (−): Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg Anoda (+): 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻ b) Masa magnezija: • t = 1 h = 3600 s • Q = I · t = 3,0 · 3600 = 10 800 C • z = 2 in M(Mg) = 24,31 g/mol • m = (10 800 · 24,31) / (2 · 96 500) g = 1,360 g Izloči se približno 1,36 g Mg. Če dosledno zaokrožaš na dve veljavni števki toka 3,0 A, zapišeš 1,4 g. Vmesne rezultate ohrani z več števkami. 12 Kolikšna masa vodika nastane pri elektrolizi vode?Voda + malo H₂SO₄ · 3,0 A · 1 h + Na katodi: 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂ . Za 1 mol H₂ sta potrebna 2 mol elektronov, zato z = 2. • Q = I · t = 3,0 · 3600 = 10 800 C • n(H₂) = Q/(2F) = 10 800 / 193 000 = 0,05596 mol • M(H₂) = 2,016 g/mol • m(H₂) = 0,05596 · 2,016 g = 0,1128 g Nastane približno 0,113 g H₂. Na dve veljavni števki: 0,11 g. Uporabi molsko maso molekule H₂, ne posameznega atoma H. 05 / ZADNJA PONOVITEV Preden oddaš test. Šest stvari, ki jih moraš znati • Izračunati oksidacijsko število. • Ločiti oksidacijo, redukcijo, oksidant in reducent. • Urediti redoks enačbo in iz nje prebrati množinsko razmerje. • Iz napetostne vrste napovedati smer reakcije. • Določiti anodo, katodo, tok elektronov in napetost člena. • Izračunati Q, n in m pri elektrolizi. Najpogostejše napake • Oksidant se reducira; reducent se oksidira. • Anoda ni vedno negativna; pri elektrolizi je pozitivna. • V elektrolitskem ključu se gibljejo ioni. • Pri napetosti odštej tudi negativni predznak: −0,44 − (−0,76). • z določi iz delne reakcije, ne iz indeksa v formuli. • Pri H₂ uporabi M = 2,016 g/mol; uro pretvori v sekunde. Predlog učenja: preberi 7 sklopov → sam reši 12 nalog → preveri rešitve → reši kviz → ponovi dele, pri katerih si se zmotil.