Kap 8 Redox-reaktioner

Reduktion/Oxidation

(elektrokemi)

Zinkbleck (zinkplåt)

i en kopparsulfatlösning

Zn (s) + CuSO4 (aq)

Zn (s) + Cu2+(aq) + SO4

2+ (aq)

Vad händer?

Magnesium brinner i luft

Vad händer kemiskt?

Magnesium reagerar med syre , det bildas magnesiumoxid

Mg (s) + 1/2O2→ MgO

Mg→ Mg2+ + 2e- (ädelgasstruktur - 8 elektroner i yttersta elektronskalet)

2e- + O → O2- (ädelgasstruktur- 8 elektroner i yttersta elektronskalet)

------------------------------------------------------------------------------------

4e- + O2 → O2 (för en hel syremolekyl)

2Mg + 4e- → 2Mg2+

Begrepp (redox)

Oxidation – avgivande av elektroner

Ett ämne som oxideras avger elektroner

Reduktion – upptag av elektroner

Ett ämne som reduceras tar upp elektroner

En oxidation sker alltid tillsammans med en reduktion

Redoxreaktion en reaktion där ett ämne reduceras samtidigt som ett annat oxideras

Oxidationsmedel-ett ämne som får ett annat ämne att oxidera.

Reduktionsmedel –får ett annat ämne att reduceras

Mg→ Mg2+ + 2e- Oxidation (ox)

2e- + O → O2- Reduktion (red)

-------------------------------------------------------------------------

4e- + O2 → O2 (red)

2Mg → 2Mg2+ + 4e- (ox)

2Mg + O2 →2 MgO Redoxreaktion

Vad hände?

Zinkbleck (zinkplåt)

i en kopparsulfatlösning

Zn (s) + CuSO4 (aq)

Zn (s) + Cu2+(aq) + SO4

2+ (aq)

Olika metaller (atomer) har olika benägenhet att lämna ifrån sig elektroner.

Ädla metaller Oädla metaller

Ädla metaller: har liten benägenhet att avge elektroner, går att hitta som rena metaller i naturenTex. guld, silver

Oädla metaller: har reagerat men andra ämnen och finns som mineraler i naturen.

Tex.Magnetit (Fe3O4) och blodsten eller hematit (Fe2O3).Kopparkis CuFeS2, Kalciumkarbonat CaCO3

Kvarts, kiseldioxid, SiO2.

(Malm – mineral som används för att få ut rena metaller kommersiellt, tex järnmalm)

Elektrokemiska spänningsserien

Rangordnar vi metallerna efter benägenhet, ”vilja”, att avge elektroner får vi en så kallad elektrokemisk spänningsserie.

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

Väteutdrivande metaller (till vänster om väte i den elektrokemiska spänningsserien)

Avger elektroner och bildar positiva joner lättare än vad väte gör

Demo: Zn(s) och Cu(s) i varsitt provrör med 3mol/dm3 HCl

Vad händer?

Zn(s) + 2H+ + 2Cl- → Zn2+ + 2Cl- + H2 (g)

Zinken löses upp i saltsyran, övriga metallerna är opåverkade

zink oxideras, vätejoner reduceras

Övn:

801-804, 805,

806, 807

810,811

Ev lab: Elektrokemiska spänningsserien

Aluminium och kopparklorid

Aluminium i kopparklorid

2Al(s) + 3Cu2+ (aq) + 2Cl- (aq) → 2Al3+ (aq) + 3Cu(s) + 2 Cl- (aq)

2Al → 2Al3+ + 6e- oxidation (ox)

3Cu2+ (aq) + 6e- → Cu(s) reduction (red)

Summa: 2Al(s) + 3Cu2+ (aq) → 2Al3+ (aq) + 3Cu(s)

Obs! → Lika många elektroner som avges måste upptas. Om ngt oxiderar måste ngt annat reduceras

• En redoxreaktion kan ge en ström i ett batteri

Oxidation/Reduktion– metaller är olika

Zn(s)→ Zn2+ + 2e-

Cu2+ + 2e- → Cu(s)

Zink oxiderar, ger elektroner till kopparjoner

Tänk om man kunde få elektronerna att vandra genom en ledning!

Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta, född 1745 italiensk greve och fysiker.

Volta uppfann bla det första elektriska batteriet, den galvaniska cellen

Galvanisk cell (batteri)

kemisk energi → elektrisk energi

Zn(s)→ Zn2+ + 2e-

Elektrod där oxidation Negativ pol

Cu2+ + 2e- → Cu(s)

Elektrod där reduktion sker Positiv pol

Elektronerna rör sig genom elektroden /ledningen

Joner rör sig i vattenlösningen

Lösningarna är separerade men joner kan röra sig mellan lösningarna (en saltbrygga ger en sluten krets)

Elektronerna kan utför ett arbete t ex få en lampa att lysa.

Galvanisk cell (kemisk energi till elektrisk energi)

Ehinger förklarar galvanisk cell:

https://www.youtube.com/watch?v=DGNTbb3gsEU

Skillnad i ”elektropotential” ( elektrokemiska spänningsserien) mellan + pol och – pol, ger olika emk (elektromotorisk kraft)

samma som ems (elektromotorisk spänning)

Batterier

Korrosionrost , 4Fe (OH)3

4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe (OH)3

Järn oxiderasSyre reduceras

Elektrolys(elektrisk energi till kemisk energi)

En elektrolys är en påtvingad redoxreaktion .

Reaktionen går en ”onaturlig väg” - ”mot” den elektrokemiska spänningsserien → energi måste tillföras utifrån.

Klor (halogen) har större sug efter elektroner jmf med koppar ….….men med spänning kan man få reaktionen att gå åt andra hållet

Två elektroder:

Cu2+ + 2e- → Cu (s) (oxidation)

2Cl- → Cl2 (g) + 2e- (reduktion )

Oxidationstal

oxidationstal

Oxidationstal forts.

Avsnitt: 8:6Uppgift: 821 (galvanisk cell), 823 (batterier)

Avsnitt: 8:8 (korrosion) Uppgift: 826-827

(8:7 Elektrolys , extra A-niv)

Blandat: Uppgift: 828, 829, 831

(Avsnitt 8:4, uppgift 8:15-816, 818 oxidationstal )

Tidigare RedOx

Övn:801-804, 805, 806, 807810,811

Galvanisk cell och elektrolys

Galvanisk cell (kemisk energi till elektrisk energi)

Cell-schema galvaniskcell

• överkurs

Elektrolys (elektrisk energi till kemisk energi)

En elektrolys är en påtvingad redoxreaktion .

Reaktionen går en ”onaturlig väg” - ”mot” den elektrokemiska spänningsserien → energi måste tillföras utifrån.

Två elektroder:Den ena en transport av elektroner från elektroden, här sker en oxidation. Denna elektrod kallas anod.

Vid den andra sker en tillförsel av elektroner. Här sker en reduktion. Denna elektrod kallas katod.

Klor (halogen) har större sug efter elektroner jmf med koppar ….….men med spänning kan man få reaktionen att gå åt andra hållet

Cu2+ + 2e- → Cu (s) (katod)

2Cl- → Cl2 (g) + 2e- (anod)

Elektrolys av aluminiumoxid, Al2O3 (Bauxit) för att få rent aluminium (Al)

energikrävande - panta mera!

Bränslec

Elektrokemiska spänningsserien och elektrolys

Ju lättare en metall bildar joner ju mer spänning (energi) behövs för att metalljonen skall bildas.

Metaller till vänster om väte i spänningsserien kan inte framställas i vattenlösningar (det bildas vätgas istället för metall)

Dessa metaller framställs i en smälta av ett salt (smältelektrolys)

Vad ska man kunna inför kursprovet?

Materia och kemisk bindning (kap 1,2 3,6,9)

Modeller och teorier för materiens uppbyggnad och klassificering.Kemiskbindning och dessinverkan på till exempel förekomst, egenskaper och användningsområden för organiska och oorganiska ämnen.

Reaktioner och förändringar

Syrabasreaktioner, inklusive pH-begreppet och buffertverkan. (kap 12)Redoxreaktioner, inklusive elektrokemi. (kap 8)Fällningsreaktioner. (kap 4)

Energiomsättningar vid fasomvandlingar och kemiska reaktioner. (kap 11)

Stökiometri (kap 5, 7)Tolkning och skrivning av formler för kemiska föreningar och reaktioner.Substansmängdsförhållanden, koncentrationer, begränsande reaktanter och utbyten vid kemiska reaktioner.

Kvalitativa och kvantitativa metoder för kemisk analys, till exempel kromatografi och titrering. Analytisk kemi (titrering) (kap 12)