1 / 40

Repetition

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

aliza
Télécharger la présentation

Repetition

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. Repetition • UTFÄLLNINGAR ; TYPER • Hydroxider • Sulfider • KarbonaterFÄLLNINGSBETINGELSER • Löslighet av fast salt i rent vatten • Reduktion av löslighet genom ”utsaltning” • tex tillsats av Cl-, OH-, S2-, Mn+ • Ökning av lösligheten genom komplexbildning • KVALITATIV ANALYS- Försöksgång och principer för vad som faller och närOBS! Inga ”kuggfrågor” där oväntade joner ingår!

  2. Kursöversikt Syra/Bas Jämvikt i lösning Elektrokemi Radionuklider Ola Wendt Sofi Elmroth Deskriptiv kemi Kinetik Material & fasta tillståndet LABORATIONER 55 SOLID FACTS

  3. E FLS 1(3) KEM A02Allmän- och oorganisk kemiELEKTROKEMIA: Kap 13sidor: 515 - 552

  4. REDOXREAKTIONER DET FÖRSTA BATTERIET Alessandro Volta, 1745 - 1827 Cu H2SO4(aq) Zn H2SO4(aq) Cu H2SO4(aq) Zn

  5. 13.1 Halvceller HALVCELLSREAKTION Separat behandling av reduktions- och oxidations reaktionerna Ex) TOTALFÖRLOPP för reaktion mellan Zn(s) och Ag+(aq) Zn(s) + 2 Ag+(aq) Zn2+(aq) + 2 Ag(s) kan delas upp i följande tänktahalvcellsreaktioner: OXIDATION: Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e-REDUKTION: Ag+(aq) + e- Ag(s)       Redox-par

  6. 13.2 Balansera redoxreaktionersur lösning EXEMPEL 13.1 Reaktion mellan MnO4- och H2C2O4 (oxalsyra)sur lösning Oxalsyrai rabarber, harsyra KMnO4desinfektionsmedel • ”RECEPT/SE” se även s. 517 • Identifera det som oxideras och reduceras • Skriv upp den obalanserade formeln • Balansera redoxparet så att: • antal avgivna elektroner = antal upptagna elektroner • 4. Balansera H och O (kontroll!)I sur miljö: använd H+ och H2OI basisk miljö: använd OH- och H2O

  7. 13.2 Balansera redoxreaktionerbasisk lösning EXEMPEL 13.2 Reaktion mellan MnO4- och Br- under bildning avMnO2 och bromat (BrO3-) basisk lösning KBrMedicin: Lugnande medelKräkdämpandeAnalys: Genomskinliga fönster för IR mätningar (hygroskopiska) MnO2nätverksstruktur Användning:Vanliga batterier - alkali (Zn/MnO2)

  8. NomenlaturGALVANISKA 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 strömExempel: NiCd batteri ELEKTROLYTISK CELL/ELEKTROLYS:Elektrokemisk cell där ström används för att driva en kemisk reaktion i ogynnsam riktiningExempel: Framställning av Al(s)

  9. 13.3 Uppbyggnad – galvaniska celler OBS! ANOD: oxidationZn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- KATOD: reduktionCu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) – + halvcell halvcell TOTALFÖRLOPP: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

  10. Skrivsätt - galvanisk cell ANOD: oxidationZn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- KATOD: reduktionCu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) – + – + Zn2+ (aq) Zn(s) Cu2+(aq) Cu(s)

  11. 13.4 Cellpotential och Gibbs fria energi Zn(s) SAMBAND:G = - nFE Go = - nFEon = antal omsatta e- (mol)F = 96485 Cmol-1 E = Ekatod – EanodOBS! Om reduktionspotentialeranvänds!! 2e- Skillnaden i ”dragkraft”om elektronen/ernablir den galvaniskacellens drivkraft dvs EMK (E) Cu2+(aq) ENERGI

  12. Beräkning av Gibbs fria energi EXEMPEL 13.3 Daniells element med EMK = 1.04 V – vad blir G?

  13. 13.5 Mer om celler... DANIELLS CELL: – + Zn2+ (aq) Zn(s) Cu2+(aq) Cu(s) Ecell (1.10 V) TOTALFÖRLOPP Alt 1: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) G1 Alt 2: 2 Zn(s) + 2 Cu2+(aq) 2 Zn2+(aq) + 2 Cu(s) 2 G1 G = - nFEAlt 1: G1 = - 2FEcellAlt 2: 2 G1 = - 4FEcell dvs G1 = - 2FEcell SLUTSATS:Stökiometrin bestämmer Gmen E är konstant!

  14. Att skriva cellreaktioner EXEMPEL 13.4 Cell med vätgasanod och kvicksilverkatod–beskriv totalförloppet Vätgaselektrod Kalomelelektrod

  15. 13.6 Standardpotentialer E FLS 2(3) STANDARDPOTENTIAL, Eo: Mått på elektronaffiniteten dvs hur gynnsam reaktionen är, se exempel nedan(reduktionspotentialer) Mn+(aq) + ne- M(s) Eo(Mn+/M(s)) POSTIVT Eo: Reaktionen är spontan i skriven riktning NEGATIVT Eo : Reaktionen spontan i omvänd riktning OBS! Standardpotentialerna utgör en relativ skala med elektroden H+/H2(g) som standard(referenspunkt)* med Eo = 0V *Jämför temperatur, tex celcius!

  16. Hur stor är drivkraften? ETT EXEMPEL: –Fe(s) │ Fe2+(aq) │ │ Ag+(aq) │ Ag(s) + HALVCELLSREAKTIONER (från tabell) ANOD: Fe2+(aq) + 2 e-  Fe(s) Eo = - 0.44 V KATOD: Ag+(aq) + e-  Ag(s) Eo = + 0.80 V Metod A för beräkning av EMK (Eo) för cellen: Ag+/Ag Eo (”dragkraft”) H+/H2 • Använd tabellvärden direkt! • E för cellen är då SKILLNADEN • Eo = 0.80 - (-0.44) = 1.22 V • Eo = Eokatod - Eoanod Fe2+/Fe

  17. Hur stor är drivkraften? METOD B: –Fe(s) │ Fe2+(aq) │ │ Ag+(aq) │ Ag(s) + HALVCELLSREAKTIONER (sanna!): ANODREAKTION: Fe(s)  Fe2+(aq) + 2 e- Eo = 0.44 V KATODREAKTION: Ag+(aq) + e-  Ag(s) Eo = + 0.80 V Metod B för beräkning av EMK (Eo) för cellen: Ag+/Ag Eo (”dragkraft”) H+/H2 Konstatera att anodreaktionen måste gå åt andra hållet! Eoanodreaktion = 0.44 V Eokatodreaktion = 0.80 VTotalreaktion = summan! Eo = 0.44 + 0.80 = 1.24 V Fe2+/Fe

  18. Bestämning av standardpotentialer EXEMPEL 13.5 Bestäm standardpotentialen för en halvcell när EMK är känd Zn(s) │ Zn2+(aq) ││ Sn4+(aq), Sn2+(aq) │ Pt(s) VI VET: Eo(Zn2+/Zn) = -0.76 V EMK = 0.91 V

  19. Bestämning av ”okänt” Eo-värdekombination av tabellreaktioner EXEMPEL 13.6 Beräkna Eo för reaktionen Ce4+(aq) + 4 e- Ce(s) Cerium: - god ledare- som salt: i bränsleceller, katalys- CeO2: yta i självrengörande ugnar- upptäckt i Sverige 1803 (Berzelius) mjuk, smidbar, god ledare

  20. 13.7 Elektrokemiska spänningsserien 2.87 F2/F- Många icke-metaller är oxiderande EXEMPELO2, Cl2 Eo (”dragkraft”) oxiderande förmåga 0 H+/H2 De flesta metaller är reducerandedvs avger gärna elektronertex till H+  vätgasutdrivande!EXEMPEL:Na(s), Zn(s) reducerande förmåga – 2.71 Na+/Na

  21. OXIDERANDE Au(III)/Au Ag(I)/Ag Fe(III)/Fe(II) Cu(II)/Cu REDUCERANDE KÄLLA: modifieradefrån http://www.dynamicscience.com.au/tester/solutions/chemistry/redox/ electrochemicalseries.gif

  22. 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 MnO4- och Cr2O72- (sur lösning)

  23. 13.8 Standardpotentialer och jämviktskonstanter SAMBAND ATT UTNYTTJA: G= - nFE G = - RTlnK nFE = RTlnK lnK = nFE RT 1 TÄNKVÄRT 1: om E = 0 V så blir K = .....! TÄNKVÄRT 2: Daniells element med n=2; E = 1.1 V ger lnK = 85.6 och K = 1.5E37!!!

  24. Beräkning av jämviktskonstant EXEMPEL 13.8 Användning av elektrodpotentialerna för AgCl/Ag och Ag(I)/Ag för att beräkna löslighetsprodukten Ksp(AgCl(s)) VIKTIG SLUTSATS! Genom att mäta EMK kan halter av SVÅRLÖSLIGA ÄMNEN ochSPÅRÄMNEN bestämmas!ISEs (Ion Selective Electrodes)tför selektiv detektion av tex Ca+2, Cd+2, and Ag+/S-2

  25. 13.9 Nernst ekvation KONSTATERANDE: Alla batterier blir med tiden funktionsodugliga (G = 0)dvs drifkraften för att förflytta elektroner avtar successivt Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) SAMBAND: G = Go + RTlnQ Qstart = ≈ -nFE = -nFEo + RTlnQ nFE = nFEo – RTlnQ E = Eo – (RT/nF) lnQ a(Zn(II)) a(Cu) [Zn(II)] a (Cu(II)) a(Zn) [Cu(II)] Cu(II) förbrukas Q stort Nernst ekvation

  26. Nernst ekvation och EMK-beräkning EXEMPEL 13.9 Beräkning av EMK under icke-standard-tillståndHÄR: Daniells element; [Zn(II)] = 0.10 M, [Cu(II)] = 0.001 M

  27. C/SE 13.10 Jonselektiva elektroder E FLS 3(3) pH-metern – en jonselektiv elektrod TÄNKBAR GALVANISK CELL: Pt(s) │ H2(g), H+(aq) ││ Hg2Cl2(s) │ Hg(l) ANODREAKTION: H2(g)  2 H+(aq) + 2e- Eo=0KATODREAKTION: Hg2Cl2(s)+ 2e-  2 Hg+(aq) + 2 Cl-(aq) Eo = 0.27 VTOTALREAKTION: H2(g) + Hg2Cl2(s)  2 H+(aq) + Hg(l) + 2 Cl-(aq) Eo = 0.27 V [H+]2[Cl-] 2 pH2 E = Eo – (RT/nF) lnQ n = 2 , Q = = [H+]2[Cl-] 2 EMK = A + (0.0592)  pH Användning av mättad KCl(aq) för kontroll av [Cl-] ger stabil katodreaktion  anodreaktionen (öppen) kan användas som mätcell

  28. I dagens pH elektroder bubblar ingen H2 MEN! Kalomel-elektroden finns kvarTÄNKBAR KONSTRUKTION: Pt(s) │ Provlösning med H+(aq)││ Hg2Cl2(s) │ Hg(l), Pt(s)ANVÄNDNINGSRUTIN: 1. Uppmätt EMK kalibreras mot pH (helst 2 punkter)2. Okänd EMK mäts EMK 1 PROBLEM:Inte bara H+ påverkar EMK EMKprov EMK 2 pH 1 pHprov pH 2

  29. 13.11-13 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 Cl2(g) Na-användning: Kemisk industri –reagensGatuljus - brandgula Cl2-användning: Kemisk industri –reagensBlekmedelDesinfektion Mg-användning: Legeringar med Allätta – segamagn(e/a)lium

  30. Celltyper TVÅ KOMMERISELLT ANVÄNDA TYPER AV CELLER VATTENLÖSNINGUtformning: ”vanlig” cell!Pålagd EMK > cellpotentialen Ex) Sönderdelning av vatten 2 H2O(l)  2 H2(g) + O2(g) Eo(H+/H2) = 0 VEo(O2/H2O, pH 7) = 1.23 VEo(totalreaktion): -1.23 V EJ SPONTAN!MINST denna spänning behövs! SMÄLTAUtformning: avancerad! Pålagd EMK > cellpotentialen Ex) Down-cellen (Na, Mg) 2 MgCl2(l)  2 Mg(l) + 2 Cl2(g) Eo(Mg(II)/Mg) = -2.36 VEo(Cl2/Cl-) = 1.36Eo(totalreaktion) = - 3.72 VEJ SPONTAN! Minst 3.72 V behövs

  31. Aluminiumproduktion Al: Utvinns ur bauxit – huvudkomponent Al2O3(s)tm = ca 2000 oC PROCESS: elektrolys i smältatillsats:CaF2(s) eller kryolit (Na3AlF6) tm (blandsmälta) = ca 950 oC Al(l) tappas ut KÄLLA: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/24/Hall-heroult-kk-2008-12-31.png

  32. Villkor för produktion Uppskattning av behov map pålagd spänning: KATODREAKTION: Al3+ + 3 e- Al(s) Eo = -1.66 VANODREAKTION: C (s)  C4+ + 4 e- Eo = X V (ej listad, ej spontan)Bireaktion vid C-anod: C4+ + 2 O2-  CO2 (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!!! Rödslam: Långsiktiga, ”låghalts-” miljöproblem EXEMPELEo(Pb(II)/Pb) = - 0.13 VEo(Ni(II)/Ni) = - 0.23 VEo(Cd(II)/Cd) = - 0.40 VEo(Cr(II)/Cr) = - 0.91 V

  33. Hur mycket ström går det åt?Se även EXEMPEL 13.12 SAMBAND: Laddningsmängd = (antal mol e- )  (laddning/mol e-) Q = n  F F = 96 485 Cmol-1 Q = I  t I = strömstyrka(A), t = tid (s) FRÅGA: Vilken strömstyrka behövs om man vill producera 1 ton aluminium under ett dygn? 1 ton aluminium = 1  103 kg = 1  103  103 g = 106 g Mw(Al) = 27 g/mol  106 g motsvarar 37  103 mol Al Behov e- : 3  37  103 = 111  103 mol (n)Behov laddning (Q) = 111  103 96485 = 1.07  1010 Tidsrymd: 24 h dvs 24  60  60 s = 86.4  103 s Strömstyrka: I = Q / t HÄR: I = 1.07  1010 / 86.4  103 = 124 kA BEHOV:Billig el!!

  34. Varför använda smälta salter? – Energikrävande + Ger rätt produkt! EXEMPEL 13.11 Elektrolys av ”saltat” vatten... (med NaI)SE/allt blir inte som man tänkt sig (med NaCl) 

  35. 13.12 Elektrolysprodukter Produktbildning kräver elektroner i mängder dvs ELEKTRISK STRÖM ETT EXEMPEL: Cu2+ + 2 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! Stökiometrisom vanligt

  36. Hur mycket produceras vid given strömstyrka? EXEMPEL 13.13 Beräkna tiden det tar att producera 25 g Cu(s) ur 1.00 M CuSO4(aq) om strömstyrkan är 3.00 A. COPPER PLATING KIT NEW BRIGHT ACID FORMULA KÄLLA: http://www.caswelleurope.co.uk/copplati.htm 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)

  37. 13.13 Användningsområdensummering •  Framställning av metaller •  Framställning av halogener • Fås ofta som biprodukt vid metallframställning •  Elektroplätering; förkromning, förgyllning etc

  38. 13.14 Korrosionett pH-beroende fenomen Eo Korrosion = oönskad oxidation av metall FRÅGA: Vad händer med Fe(s) i vatten? REDOXREAKTIONER Eo(V) Fe(II) + 2e-  Fe(s) - 0.44Fe(III) + e-  Fe(II) + 0.77O2 + 4 H+ + 4e-  2 H2O +1.23O2 + 2 H2O + 4e-  4 OH- + 0.402 H2O + 2e-  H2 + 2 OH- - 0.83 VIKTIGARE SLUTSATSER: - Fe(II) bildas ej i rent vatten; O2 krävs för oxidation- Fe(III) bildas bara i sur miljö – H+ förbrukas  rost deponeras i utkanten av vattendroppe! O2/H2O H+ Fe(III)/Fe(II) O2/H2O OH- Fe(II)/Fe(s) H2O/H2

  39. Hur skyddar man från korrosion? Eo TAKTIK:Använd offeranoddvstillsätt halvcell som ger strörre drivkrafttex Zn(II)/Zn Eo = -0 76 V O2/H2O H+ 1.23 Fe(III)/Fe(II) O2/H2O OH- Fe(II)/Fe(s) -0.44 Zn(II)/Zn(s) -0.76 H2O/H2

  40. 13.15 Celler i bruk3 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

More Related