OXIDAČNĚ REDUKČNÍ REAKCE

Prezentace na téma: "OXIDAČNĚ REDUKČNÍ REAKCE"— Transkript prezentace:

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

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

3 ZÁKLADNÍ POJMY /2 H3PO2 O H P
Vaznost  počet vazebných elektronových párů vycházejících z daného prvku (většinou vaznost  oxidační číslo) H3PO2 O H P oxidační stupeň +I vaznost 4 Obecná chemie. Redox reakce.

4 ZÁKLADNÍ POJMY /3 e n A + B e n + e 2 Zn + Cu e 2 + B A + Cu Zn +
Redox děje  přenos elektronů oxidace redukce e n A ox red + - B e n red ox + - e 2 Zn + - Cu e 2 + - B red ox A + redox pár Cu Zn 2 + Obecná chemie. Redox reakce.

5 ZÁKLADNÍ POJMY /4 Silná oxidační činidla  snadno redukovatelné látky
KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, K2S2O8 Silná redukční činidla  snadno oxidovatelné látky H2, C, CO, kovy, Sn2+ Obecná chemie. Redox reakce.

6 DANIELŮV ČLÁNEK e 2 Zn + Cu e 2 + Zn2+ Cu2+ Cu e-
anoda  oxidace katoda  redukce e 2 Zn + - Cu e 2 + - solný můstek Zn | ZnSO4(zřeď.) || CuSO4(konc.) | Cu galvanický článek poločlánek Obecná chemie. Redox reakce.

7 TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ /1
1. Primární články zdroj stejnosměrného proudu, nízký výkon vybitím se znehodnotí Cu | Cu(NO3)2 (zřeď.) || AgNO3 (zřeď.) | Ag anoda  oxidace katoda  redukce Ag(s) 2 e (aq) Ag - + Cu Cu(s) Obecná chemie. Redox reakce.

8 TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ /2
Komerční články  suchý článek (Leclancheův) E = 1,5 V Zn | MnO2 (pasta), NH4Cl, H2O, C | C anoda  oxidace e 2 (aq) Zn Zn(s) - + katoda  redukce O H 2 NH 4 (aq) Mn e (s) MnO 3 - + O H 4 NH 8 Mn 2 Zn MnO 3 + Obecná chemie. Redox reakce.

9 TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ /3
2. Sekundární články  olověný akumulátor, E = 12 V (6 x 2 V) lze je znovu nabít opotřebení elektrod kontrola hustoty elektrolytu Pb | H2SO4 | PbO2 anoda  oxidace e 2 (aq) Pb Pb(s) + - (s) PbSO (aq) SO Pb 4 2 + - katoda  redukce O H 2 (aq) Pb e 4 (s) PbO + - (s) PbSO (aq) SO Pb 4 2 + - O H 2 PbSO SO 4 PbO Pb + - Obecná chemie. Redox reakce.

10 TYPY GALVANICKÝCH ČLÁNKŮ /4
Článek Ni  Cd (hodinky, kalkulačky) elektrolyt KOH anoda  oxidace - + e 2 (s) Cd(OH) OH Cd(s) katoda  redukce - + OH 2 (s) Ni(OH) e O H NiO Palivové články  palivo (H2, CO, alkoholy) na anodě elektrochemicky oxidovány, oxidovadlo (vzduch, O2) redukováno na katodě, ekologicky výhodné Obecná chemie. Redox reakce.

11 ELEKTRODY B e n + Cu e 2 + K log n 0,059 E - =
soustava vodič 1. a 2. třídy ve fázovém rozhraní probíhá elektrochemická reakce přenos elektricky nabité částice + - B e n red ox + - Cu e 2 + - Nernstova rovnice K log n 0,059 E - = Potenciál elektrody  potenciálový rozdíl mezi elektrolytem a elektrodou kov roztok Obecná chemie. Redox reakce.

12 TYPY ELEKTROD /1 M e n + a log n 0,059 E + = Ag e + H (Pt) H a log
Elektrody I. druhu  heterogenní kationtové M e n + - a log n 0,059 E M + = Příklady Stříbrná elektroda Vodíková elektroda Ag e + - 2 H (Pt) H a log 0,059 E Ag + = + - 3 2 e (aq) O H O(l) H(g) 1) E(a E Ag = + + = O H 3 a log 0,059 E Obecná chemie. Redox reakce.

13 TYPY ELEKTROD /2 2 Cl (Pt) Cl + e (aq) Cl Cl (g) + = a log 0,059 E
Elektrody I. druhu  heterogenní aniontové 2 2 Cl (Pt) Cl + - e (aq) Cl Cl (g) + = Cl- a log 0,059 E Obecná chemie. Redox reakce.

14 TYPY ELEKTROD /3 Ag AgCl + Cl = a K + e Ag Ag+ + e Ag AgCl Cl - = a
Elektrody II. druhu  heterogenní Argentchloridová elektroda Ag (kov) | AgCl(s) | KCl(aq) Ag AgCl - + Cl - + = Cl Ag S a K + - e Ag Ag+ + - e Ag AgCl Cl - = Cl- a log 0,059 E Kalomelová elektroda - + Cl 2 Hg e - = Cl- a log 0,059 E Obecná chemie. Redox reakce.

15 TYPY ELEKTROD /4 + Fe e + = a log n 0,059 E = a log 0,059 E Pt
Elektrody oxidačně redukční  homogenní + - 2 3 Fe e Fe2+/Fe3+ Pt Petersova rovnice + = red ox a log n 0,059 E + = 2 3 Fe a log 0,059 E Obecná chemie. Redox reakce.

16 vnitřní roztok analytu
TYPY ELEKTROD /5 Elektrody iontově selektivní (ISE) referenční elektroda membrána vnitřní roztok analytu Donnanův potenciál membrána nepohyblivá − AgCl, AgBr, LaF3 pohyblivá − ionexy, polymery Cl-, Br-, CN-, NO3-,Cu2+, Ag+,... skleněná elektroda pH, K+, Na+ 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 E0 = 0 V Pt | H2 (pH2 = 101,325 kPa) | H3O+ (a = 1) (Standardní) redukční potenciál elektrody E0red L = oxidace P = redukce U = EP - EL= E+ - E- + samovolná redukce Ered > 0 E0red klesá redukční účinky rostou - samovolná oxidace Ered < 0 E0red roste oxidační účinky rostou Obecná chemie. Redox reakce.

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

19 APLIKACE MĚŘENÍ EMN /2 Cu Zn + e 2 Zn + Cu 1,1 0,76) ( 0,34 U = - (V)
Výpočet EMN článku bezproudový stav − rovnováha => U = max - + = E U + = E U ox red Cu Zn 2 + e 2 Zn + - oxidace Cu redukce V 0,34 E red = 0,76 ox 1,1 0,76) ( 0,34 U = - (V) (V) 1,1 0,76 0,34 U = + Obecná chemie. Redox reakce.

20 APLIKACE MĚŘENÍ EMN /3 Síla oxidačních a redukčních činidel
látka s pozitivnějším E0red = silnější oxidační činidlo látka s pozitivnějším E0ox = silnější redukční činidlo Obecná chemie. Redox reakce.

21 APLIKACE MĚŘENÍ EMN /4 E > + < V 0,77 E + = V 0,80 E - = Ag Fe
Předpověď průběhu redox děje E red ox > + < reakce neprobíhá spontánní reakce + Ag Fe 2 3 + 2 - 3 Fe e V 0,77 E red + = E = -0,03 V reakce neprobíhá - e Ag + V 0,80 E ox - = Obecná chemie. Redox reakce.

22 ELEKTROLÝZA Cu e 2 Cl F z t I M m = +  Cl Cu + 
Realizace nespontánního redox děje  vloženo napětí z vnějšího zdroje množství látky elektrolyticky vyloučené F z t I M m = F = 9, Cmol-1 +  Cl Cu 2+ + anoda (oxidace)  Cu e 2 - katoda (redukce) Cl Obecná chemie. Redox reakce.

23 APLIKACE ELEKTROLÝZY /1
Elektrolýza NaCl (aq) solanky + anoda (oxidace)  katoda (redukce) - OH 2 H e O Cl výroba NaOH (hromadí se v elektrolyzéru) Elektrolýza taveniny NaCl + anoda (oxidace)  katoda (redukce) 2 Cl - e Na Obecná chemie. Redox reakce.

24 APLIKACE ELEKTROLÝZY /2
Elektrolýza s aktivní anodou  CuSO4 + anoda (oxidace)  katoda (redukce) Cu - e 2 2+ elektrolytické čištění kovů, pokovování předmětů Elektrogravimetrie  zváží se produkt elektrodové reakce (inertní elektroda) Obecná chemie. Redox reakce.

25 KONEC