Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

OBECNÁ CHEMIE OXIDAČNĚ REDUKČNÍ REAKCE Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "OBECNÁ CHEMIE OXIDAČNĚ REDUKČNÍ REAKCE Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."— Transkript prezentace:

1 OBECNÁ CHEMIE OXIDAČNĚ REDUKČNÍ REAKCE Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003

2 Obecná chemie. Redox reakce.2 Oxidační číslo  relativní elektrický náboj, který by byl na atomu, pokud by elektrony každé vazby z atomu vycházející patřily elektronegativnější- mu partneru ZÁKLADNÍ POJMY/1 Prvek/prvkyox. stupeňvýjimka vodík+Ihydridy H  I kyslík  II peroxidy O  I alkalické kovy+I kovy alkalických zemin+II fluoridy II Pravidla Součet oxidačních stupňů v neutrální molekule = 0, v iontu = náboji iontu

3 Obecná chemie. Redox reakce.3 ZÁKLADNÍ POJMY/2 H 3 PO 2 O H H OPH oxidační stupeň +I vaznost 4 Vaznost  počet vazebných elektronových párů vycházejících z daného prvku (většinou vaznost  oxidační číslo)

4 Obecná chemie. Redox reakce.4 ZÁKLADNÍ POJMY/3 enAA oxred   BenB ox   e2Zn 2   Cue2 2   Redox děje  přenos elektronů redukceoxidace CuZnCuZn 22   B red B ox A red  A ox redox pár

5 Obecná chemie. Redox reakce.5 ZÁKLADNÍ POJMY/4 Silná oxidační činidla  snadno redukovatelné látky KMnO 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+

6 Obecná chemie. Redox reakce.6 DANIELŮV ČLÁNEK Zn | ZnSO 4 (zřeď.) || CuSO 4 (konc.) | Cu galvanický článek poločlánek Zn 2+ Zn Cu 2+ Cu ee e2Zn 2   anoda  oxidace Cue2 2   katoda  redukce solný můstek

7 Obecná chemie. Redox reakce.7 TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ/1 Cu | Cu(NO 3 ) 2 (zřeď.) || AgNO 3 (zřeď.) | Ag anoda  oxidace katoda  redukce Ag(s)2e2(aq)Ag2   e2(aq)CuCu(s) 2   (aq)CuAg(s)2(aq)Ag2Cu(s) 2   1. Primární články u zdroj stejnosměrného proudu, nízký výkon u vybitím se znehodnotí

8 Obecná chemie. Redox reakce.8 TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ/2 Zn | MnO 2 (pasta), NH 4 Cl, H 2 O, C | C anoda  oxidace katoda  redukce e2(aq)ZnZn(s) 2   OH2NH4(aq)Mne(aq)NH4(s)MnO 23 3  42   OH4NH8Mn2ZnNH8MnO2Zn   Komerční články  suchý článek (Leclancheův) E = 1,5 V

9 Obecná chemie. Redox reakce.9 2. Sekundární články  olověný akumulátor, E = 12 V (6 x 2 V) u lze je znovu nabít u opotřebení elektrod u kontrola hustoty elektrolytu TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ/3 Pb | H 2 SO 4 | PbO 2 anoda  oxidace katoda  redukce e2(aq)PbPb(s) 2   (s)PbSO(aq)SO(aq)Pb   OH2(aq)Pbe2(aq)H4(s)PbO   OH2PbSO2SO2H4PbOPb   (s)PbSO(aq)SO(aq)Pb  

10 Obecná chemie. Redox reakce.10 TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ/4 anoda  oxidace katoda  redukce   e2(s)Cd(OH)OH2Cd(s) 2   OH2(s)Ni(OH)e2OH2(s)NiO 222 Článek Ni  Cd (hodinky, kalkulačky) Palivové články  palivo (H 2, CO, alkoholy) na anodě elektrochemicky oxidovány, oxidovadlo (vzduch, O 2 ) redukováno na katodě, ekologicky výhodné elektrolyt KOH

11 Obecná chemie. Redox reakce.11 ELEKTRODY Nernstova rovnice             kovroztok Cue2 2   BenB redox   Klog n 0,059 EE 0  u soustava vodič 1. a 2. třídy u ve fázovém rozhraní probíhá elektrochemická reakce u přenos elektricky nabité částice Potenciál elektrody  potenciálový rozdíl mezi elektrolytem a elektrodou

12 Obecná chemie. Redox reakce.12 TYPY ELEKTROD/1 1)E(aE Ag 0   alog n 0,059 EE M 0 n   MenM n   Age   Elektrody I. druhu  heterogenní u kationtové Příklady alog0,059E Ag 0   E   OH 0 3 alog0,059EE 2 H2(Pt) H   32 e(aq)OHO(l)HH(g) Stříbrná elektrodaVodíková elektroda

13 Obecná chemie. Redox reakce.13 TYPY ELEKTROD/2 Elektrody I. druhu  heterogenní u aniontové  Cl  0 alog0,059EE 2 2 Cl(Pt) Cl   e(aq)ClCl (g)

14 Obecná chemie. Redox reakce.14 TYPY ELEKTROD/3 Elektrody II. druhu  heterogenní  Cl  0 alog0,059EE Argentchloridová elektroda Ag (kov) | AgCl(s) | KCl(aq)   eAgAgCl  Cl  AgAgCl   Cl +   Ag S aaK Kalomelová elektroda   Cl2Hg2e2ClHg2 22   eAgAg +  Cl  0 alog0,059EE

15 Obecná chemie. Redox reakce.15 TYPY ELEKTROD/4 Elektrody oxidačně redukční  homogenní Fe 2+ /Fe 3+ Pt    2 3 Fe 0 a a log0,059EE   red ox 0 a a log n 0,059 EE   23 Fee Petersova rovnice

16 Obecná chemie. Redox reakce.16 TYPY ELEKTROD/5 Elektrody iontově selektivní (ISE) referenční elektroda membrána vnitřní roztok analytu membrána u nepohyblivá − AgCl, AgBr, LaF 3 u pohyblivá − ionexy, polymery u Cl , Br , CN , NO 3 ,Cu 2+, Ag +,... skleněná elektroda u pH, K +, Na + Donnanův potenciál

17 Obecná chemie. Redox reakce.17 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 H2 = 101,325 kPa) | H 3 O + (a = 1) (Standardní) redukční potenciál elektrody E 0 red U = E P  E L = E +  E  L = oxidace P = redukce + samovolná redukce E red > 0E 0 red klesáredukční účinky rostou  samovolná oxidace E red < 0E 0 red rosteoxidační účinky rostou

18 Obecná chemie. Redox reakce.18 APLIKACE MĚŘENÍ EMN/1 pH, koncentrace iontů u měrná elektroda E = f(c) u referentní elektroda E ≠ f(c) u elektrody II. druhu AgCl, kalomelová)

19 Obecná chemie. Redox reakce.19 APLIKACE MĚŘENÍ EMN/2 Výpočet EMN článku u bezproudový stav − rovnováha => U = max   EEU 0  EEU 0 ox 0 red 0 CuZnCuZn 22   (V)1,10,760,34U 0  1,10,76)(0,34U 0  (V) e2Zn 2   oxidace Cue2 2   redukce V0,34E 0 red  V0,76E 0 ox  V0,76E 0 red 

20 Obecná chemie. Redox reakce.20 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

21 Obecná chemie. Redox reakce.21 APLIKACE MĚŘENÍ EMN/4 Předpověď průběhu redox děje 0EE 0 red 0 ox  0EE 0 red 0 ox  reakce neprobíhá spontánní reakce E =  0,03 V reakce neprobíhá   AgFeAgFe 23   2  3 e  eAg   V0,77E 0 red  V0,80E 0 ox 

22 Obecná chemie. Redox reakce.22 ELEKTROLÝZA Realizace nespontánního redox děje  vloženo napětí z vnějšího zdroje +  Cl  Cu 2+ Fz tIM m  množství látky elektrolyticky vyloučené F = 9, Cmol -1 + anoda (oxidace)  Cue2 2   katoda (redukce) 2 Cl 2  e2  

23 Obecná chemie. Redox reakce.23 APLIKACE ELEKTROLÝZY/1 Elektrolýza NaCl (aq) solanky + anoda (oxidace)  katoda (redukce)   OH2He2OH Cl 2    e2 výroba NaOH (hromadí se v elektrolyzéru) Elektrolýza taveniny NaCl + anoda (oxidace)  katoda (redukce) 2 Cl 2    e2   Nae +

24 Obecná chemie. Redox reakce.24 APLIKACE ELEKTROLÝZY/2 Elektrogravimetrie  zváží se produkt elektrodové reakce (inertní elektroda) elektrolytické čištění kovů, pokovování předmětů Elektrolýza s aktivní anodou  CuSO 4 + anoda (oxidace)  katoda (redukce) Cu   e2 2+ Cu   e2 2+

25 25 KONEC


Stáhnout ppt "OBECNÁ CHEMIE OXIDAČNĚ REDUKČNÍ REAKCE Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."

Podobné prezentace


Reklamy Google