1 / 23

REDOX reakcije

Elementi - elektron donori ( kationi ) - elektron akceptori ( anioni ). REDOX reakcije. - elektron donor gubi elektron → oksidacija elektron akceptor prima elektrona → redukcija

avon
Télécharger la présentation

REDOX reakcije

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Elementi - elektron donori • (kationi) • - elektron akceptori • (anioni) REDOX reakcije

  2. - elektron donor gubi elektron → oksidacija • elektron akceptor prima elektrona → redukcija • - broj e- otpuštenih u oksidaciji = broj e- primljenih u redukciji el. donor se oksidira (redukcijsko sredstvo = reducens) el. akceptor se reducira (oksidacijsko sredstvo = oksidans)

  3. OKSIDACIJSKI BROJ • Pravila za određivanje oksidacijskog broja: • Oksidacijski broj atoma u elementarnom stanju jednak je nuli. • Oksidacijski broj vodika u spojevima iznosi +1. Izuzetak su hidridi metala (npr. LiH), u kojima vodik ima oksidacijski broj – 1. • Oksidacijski broj kisika u spojevima iznosi – 2. Izuzetak su peroksidi (spojevi koji sadrže peroksidni (npr. H2O2), u kojima kisik ima oksidacijski broj – 1 i superoksidi (npr. KO2) u kojima kisik ima oksidacijski broj –1/2. Kada je vezan na fluor, kisik ima pozitivan stupanj oksidacije (npr. u F2O oksidacijski broj kisika iznosi + 2). • Oksidacijski broj alkalnih metala iznosi +1, a zemnoalkalnih metala +2. • Oksidacijski broj fluora uvijek je -1, a oksidacijski broj ostalih halogenih elemenata uglavnom je -1. • Oksidacijski brojevi dodjeljuju se atomima u molekuli ili ionskom kompleksu na način da je suma oksidacijski brojeva u neutralnoj molekuli jednaka nuli. Odredi oksidacijski broj mangana u slijedećim spojevima: KMnO4; MnO2, Mn2O3

  4. Polureakcije Redoks jednadžbe rješavaju se pomoću parcijalnih elektronskih jednadžbi: – odvojeno se pišu polureakcije - reakcije oksidacije i reakcije redukcije s odgovarajućim brojem prenesenih elektrona – ukoliko broj elektrona u jednadžbama polureakcija nije jednak, parcijalne jednadžbe množe se odgovarajućim cijelim brojem kako bi se dobio najmanji zajednički višekratnik Npr. 2Fe  2Fe3+ + 6e-(oksidacija) 3Cl20+ 6e- 6Cl- (redukcija) 2Fe + 3Cl2 2Fe3+ + 6Cl-(redox) 4FeS2 + 44H2O  4Fe(OH)3 + 8SO42- + 76H+ + 68e-(oksidacija) 17O2 + 68H+ + 68e- 34H2O(l) (redukcija) 4FeS2 + 17O2 +10H2O  4Fe(OH)3 + 8SO42- + 8H+(redox)

  5. Elektrokemijska ćelija Elektrokemijski niz Npr. Zn + Fe2+→ Zn2+ + Fe DrG0 = -16,29 kcal/mol Fe + Cu2+→ Fe2+ + Cu DrG0 = -34,51 kcal/mol Cu + 2Ag+→ Cu2+ + 2Ag DrG0 = -21,21 kcal/mol katoda Zn2+ + SO42- Cu2+ + SO42- SO42- polupropusna membrana Cu2+ + 2e-→ Cu Zn → Zn2+ + 2e- Zn + Cu2+→ Zn2+ + Cu Zn - najjači reducens u navedenim reakcijama Ag - najslabiji reducens (najjači oksidans) u navedenim reakcijama DrG0 = -50,8 kcal/mol

  6. Elektromotorna sila(E) - razlika potencijala između dviju različitih elektroda koje su uronjene u isti elektrolit ili između dva polučlanka spojenih elektrolitnim mostom. • veza između DrG0 i elektromotorne sile (E) REDOX reakcije glasi: • DrG0 = nFE DrG0 - promjena Gibb. energ. reakcije n - broj elektrona izmijenjen u reakciji F - Faradayeva konst. (96 489 C/mol; 23,06 kcal/(V×g) E - elektromotorna sila Standardni uvjeti→ Standardna elektromotorna sila Zn + Cu2+→ Zn2+ + Cu DrG0 = -50,8 kcal/mol - ako se vratimo na reakciju:

  7. Elektrokemijski niz-kemijski elementi složeni po svom standardnom elektrodnom potencijalu Dogovorno je uzeto da je potencijal standardne vodikove elektrode jednak nuli: H+(aq) + e-→½H2(g) E0 = 0,0 V Gf0(H+) = Gf0(e-) = 0,00 Elektrodni potencijal po definiciji je redukcijski potencijal.Što je negativniji standardni elektrodni potencijal to je metal elektropozitivniji, i može reducirati elektronegativnije elemente (elemente ispod sebe u elektrokemijskom nizu).

  8. Elektromotorna sila elektrokemijske ćelije R = 1,987×10-3 kcal/K×mol T = 298,15 K F = 23,06 kcal/V Ravnoteža E = 0,0 V Nernstova jednadžba Reakcija: tijek reakcije Zn + Cu2+→ Zn2+ + Cu E0 = -1,10 V Stand. stanje E = -1,10 V

  9. Eh - elektromotorna sila razvijena između neke elektrode (bez obzira na stanje) i H-elektrode u standardnom stanju Npr. oksidacija Fe2+ u Fe3+ Fe2+→ Fe3+ + e- H+ + e-→ ½ H2 Fe2+ + H+→ Fe3+ + ½ H2 • DrG0 = [Gf0(Fe3+) + ½ Gf0(H2)] - [Gf0(H+) + Gf0(Fe2+)] • Gf0(H2) = 0 • Gf0(H+) = 0 Eh - karakteristika sredine, vrijednost Eh neke sredine ukazuje na njenu sposobnost da bude elektron donor ili elektron akceptor s obzirom - omjer [Fe3+]/[Fe2+] ovisi samo o Eh sredine

  10. Stabilnost vode u Eh - pH dijagramu H2O (l) ↔ ½O2(g) + H2(g) H2O (l) ↔ ½O2+ 2H+ + 2e- E0 = +1,23 V • DrG0 = [2Gf0(H+) + ½ Gf0(O2) + 2Gf0(e-)] - [Gf0(H2O (l))] • DrG0 = +58,687 kcal/mol -pH za pO2 = 1 atm Eh = 1,23 - 0,059 pH

  11. H+ + e- ½H2(g) za pH2 = 1 atm Eh = 1,23 - 0,059 pH Eh = - 0,059 pH Eh = - 0,059 pH

  12. Raspon Eh-pH vrijednosti u geološkim okolišima (Baas-Becking et al. (1960) Jour. Geol. 68: 243-284)

  13. Stabilnost Fe-vrsta u Eh-pH dijagramu Fe-H2O sustav Fe2+/Fe3+granica • Fe2+ (aq) → Fe3+ (aq) + e – • DrGo = DrGo (Fe3+)- DrGo (Fe2+) • = ( -16,7 kJ/mol) - (-90,0 kJ/mol ) • = 73,3 kJ/mol [Fe3+] = [Fe2+]

  14. 1,5 1 Fe3+ 0,5 Fe(OH)3 Eh / V Fe2+ 0 Fe(OH)2 -0,5 -1 0 2 4 6 8 10 12 14 pH

  15. Eh-pH dijagram za Fe-vrste (okside, sulfide, karbonate) pri 25°C i 1 atm. Ukupni otopljeni sumpor = 10-6, ukupni otopljeni karbonati = 100 Garrels & Christ(1965): Solutions, Minerals, and Equilibria.

  16. Trošenje halkopirita (CuFeS2), Sibai, Rusija Limonit (Fe2O3×nH2O) Malahit (Cu2CO3(OH)2) Vapnenac

More Related