Transcript Zajęcia nr 13 i 14

REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Reakcje utleniania i redukcji-definicja
Określanie stopni utlenienia
Przykłady utleniaczy i reduktorów
Reakcje metali i niemetali z kwasami utleniającymi – bilansowanie reakcji
redoks, reakcje połówkowe (zapis jonowo-elektronowy), pasywacja metali
KMnO4 i K2Cr2O7 jako silne utleniacze – wpływ środowiska na właściwości
utleniające manganianów
Reakcje dysproporcjonowania i synproporcjonowania
Szereg elektrochemiczny metali – przewidywanie kierunku reakcji redoks,
planowanie doświadczeń pozwalających porównać właściwości metali
Reakcje redoks w ogniwach
-
im niższy potencjał tym aktywniejszy metal
metale o niższym potencjale redukują metale o wyższym potencjale
metale o potencjale niższym od wodoru wypierają go kwasów nieutleniających
metale o potencjale wyższym od wodoru reagują tylko z kwasami utleniającymi
wypierając z nich odpowiednie tlenki (wyjątek Pt, Au)
1.
2.
3.
4.
5.
Mała rozgrzewka – co pamiętamy z ostatnich zajęć?
Reakcje redox w ogniwach.
Korozja.
Efekty energetyczne reakcji.
Elektroliza.
Zadanie – szereg elektrochemiczny metali
OGNIWO
KOROZJA
1.W zależności od agresywności środowiska:
-korozja atmosferyczna
-korozja gazowa
-korozja wodna
2. W zależności od mechanizmu:
-korozja chemiczna
-korozja elektrochemiczna
Korozja elektrochemiczna
a) Zetknięcie dwóch różnych metali
E  Fe / Fe 2  0.44
E  Sn / Sn2  0.14
A(-) Fe/elektrolit/Sn (+)K
b) Zetknięcie metalu z wtrąceniami niemetalicznymi
Fe  Fe2  2e
1
H 2O  O2  2e  2OH  /* 2
2
2 H 2O  O2  4e  4OH 
Fe2  2OH   Fe(OH ) 2
4Fe(OH )2  O2  2Fe2O3  H 2O  2H 2O
() Fe / H 2O, OH  / O2 ()
c) Ogniwa powstałe w wyniku pasywacji metalu:
A(-) metal / elektrolit / tlenek metalu (+)K
d) Ogniwa powstałe w wyniku niejednorodności powierzchni metalu
4Fe(OH )2  O2  2Fe2O3  H 2O  2H 2O
Fe2  2OH   Fe(OH ) 2
Fe  Fe2  2e
Zakres anodowy
1
H 2O  O2  2e  2OH  /* 2
2
2 H 2O  O2  4e  4OH 
Zakres katodowy
Przepływ elektronów
() Fe / H 2O, OH  / O2 ()
OCHRONA PRZED KOROZJĄ
1. Pokrycie metalem szlachetnym - o wyższym potencjale (ochrona bierna)
2. Pokrycie emalią, lakierem, gumą (ochrona bierna)
3. Powlekanie metalem o niższym potencjale (ochrona czynna)
4. Dobór dodatków stopowych do metalu np.: chromu (metali mało
wrażliwych na warunki atmosferyczne)-stal nierdzewna
5. Stosowanie protektorów (ochrona czynna)
6. Zmiana właściwości środowiska
Zadanie
Wyjaśnij jak na szybkość korozji żelaza wpływa pokrywająca je powłoka
a) cynkowa
b) cynowa
gdy powstanie na nich rysa.
E  Zn / Zn 2  0.76
E  Fe / Fe2  0.44
E  Sn / Sn 2  0.14
Gdy powstanie rysa tworzą się mikroogniwa:
A(-) Zn/Zn 2+ //Fe 2+ /Fe (+)K
A(-) Fe / Fe 2+ // Sn 2+ / Sn (+)K
Zadanie (1 pkt)
Szybkość korozji żelaza jest zależna od warunków na jakie żelazo jest narażone.
Poniżej przedstawiono 5 zestawów doświadczalnych ilustrujących wpływ
środowiska na szybkość rdzewienia żelaza.
a) Fe
b) Fe
c) Fe
d)
Fe
Cu
H2O
NaCl
NaOH
H2O
e)
Fe
Zn
H2O
Uszereguj poszczególne probówki w kolejności zgodnie ze wzrastającą szybkością
procesu rdzewienia zachodzącego w przedstawionych doświadczeniach.
EFEKTY ENERGETYCZNE REAKCJI
Termodynamika chemiczna zajmuje się:
-ilosciowym opisem zmian energii towarzyszących przemianom
chemicznym i procesom fizyko-chemicznym
-przewidywaniem kierunku przebiegu procesów fizyko-chemiczych
Układ – wyodrębniony obszar materii, poddany obserwacji lub
eksperymentowi i oddzielony od otoczenia wyraźną granicą
Wszystko co nie jest układem, co znajduje się poza jego granicami
nazywamy otoczeniem
Podział układów
-Układ otwarty-wymienia z otoczeniem masę i energię
-Układ zamknięty-wymienia z otoczeniem tylko energię
-Układ izolowany-nie wymienia z otoczeniem ani masy, ani energii
EFEKTY ENERGETYCZNE REAKCJI
Parametry stanu
Stan układu opisuje się za pomocą parametrów stanu: objętość,
temperatura, ciśnienie, liczba moli.
Funkcje stanu
Funkcje, których wartość zależy jedynie od wartości początkowej i końcowej
stanu układu, a nie zależy od drogi, którą układ przebył pomiędzy tymi
stanami nazywamy funkcjami stanu.
Funkcjami stanu są:
-energia wewnętrzna U
-entalpia H
-entalpia swobodna Gibbsa G
-entropia S
EFEKTY ENERGETYCZNE REAKCJI
ΔU = Q + W
ΔU < O
ΔH < O
Q= ΔH
W=praca objętościowa
ΔU > O
ΔH > O
EFEKTY ENERGETYCZNE REAKCJI
Reakcje egzotermiczne - przepływ energii ale tylko na sposób ciepła
odbywa się z układu do otoczenia ΔH < 0
Reakcje endotermiczne - przepływ energii ale tylko na sposób ciepła
odbywa się z otoczenia do układu ΔH > 0
Reakcje egzoenergetyczne - przepływ energii (warunki izobarycznoizotermiczne) odbywa się z układu do otoczenia ΔU < 0
Reakcje endoenergetyczne - przepływ energii (warunki izobarycznoizotermiczne) odbywa się z otoczenia do układu ΔU > 0
Prawa termochemiczne
Prawo Lavoisiera-Laplace’a:
Efekt cieplny reakcji jest równy efektowi cieplnemu reakcji odwrotnej z przeciwnym
znakiem.
A
B
Δ H= - 100 kJ/mol
B
Δ H= + 100 kJ/mol
A
Prawo Hessa:
Efekt cieplny reakcji zależy jedynie od stanu początkowego i koncowego a nie
zależy od drogi na jakiej odbyła się przemiana ( w warunkach izobarycznych lub
izotermicznych)
Δ H1
A
B
Δ H1= Δ H2+ Δ H3
Δ H2
C
Δ H3
Zadanie
1
C

O2 ( g )  CO( g )
grafit
Oblicz entalpię tworzenia tlenku węgla:
2
Na podstawie entalpii następujących reakcji:
∆ H1= - 393,5 kJ/mol
Cgrafit  O2( g )  CO2 ( g )
CO grafit 
∆ H2= - 283,0 kJ/mol
1
O2 ( g )  CO 2 ( g )
2
C grafit  O2 ( g )
∆ Hx
1
 CO( g )  O2
2
-∆ H2
∆ H1
CO2 ( g )
∆ Hx=∆ H1- ∆ H2
∆ Hx= - 393,5 kJ/mol – (-283,0 kJ/mol)=-110 kJ/mol
ELEKTROLIZA
Elektroliza- zespół zjawisk zachodzących na elektrodach w
czasie przepływu prądu przez roztwór elektrolitu lub przez
stopiony elektrolit.
-budujemy elektrolizer
-przykładamy zewnętrzne pole elektryczne-przepływ prądu
wymuszony
-zachodzą procesy odwrotne do procesów zachodzących w
ogniwie
Anoda- elektroda dodatnia, utlenianie
Katoda-elektroda ujemna, redukcja
BUDOWA ELEKTROLIZERA
KOLEJNOŚĆ I ZASADY REDUKCJI KATIONÓW
Katoda- kationy-redukcja
1. W układach stopionych
- najpierw redukują się metale o wyższym potencjale potem o niższym
Me n  ne  Me
2. W roztworach wodnych soli i wodorotlenków
-redukują się metale mniej aktywne od glinu
-dla Al i metali bardziej aktywnych redukuje się wodór z wody
2H 2 O  2e  H 2  2OH 
3. Roztwory kwasów
2H   2e  H 2
KOLEJNOŚĆ I ZASADY UTLENIANIA ANIONÓW
Anoda- aniony-utlenianie
1. W układach stopionych- utleniają się zgodnie z położeniem w szeregu napięciowym
2. W roztworach:
a) łatwo utleniają się aniony kwasów beztlenowych czyli halogenki:
2 X   X 2  2e
b) dla anionów kwasów tlenowych i ich soli utlenia się tlen z wody:
2H 2O  O2  4H   4e
c). dla wodorotlenków utlenia się tlen z grupy hydroksylowej:
4OH   2H 2O  O2  4e
3. Jeżeli anoda zbudowana jest z materiału, którego jony znajdują się w roztworze
- następuje utlenianie tego metalu czyli anoda roztwarza się
PRZYKŁADY
1. Elektroliza roztworów wodnych soli kwasów tlenowych
a). i metali do glinu: Na2SO4

Na2 SO4  2Na  SO4
K ()  2 Na
A()  SO4

2H 2O  2e  H 2  2OH
2


/ 2 2H 2O  O2  4H  4e
4H 2O  4e  2H 2  4OH 
alkalizacja obszaru katodowego
2
zakwaszenie środowiska
PRZYKŁADY
2. Elektroliza roztworów wodnych soli kwasów beztlenowych
a). i metali do glinu: NaCl

NaCl  Na  Cl
K ()  2 Na

2H 2O  2e  H 2  2OH 
alkalizacja obszaru katodowego

A()  Cl


2Cl  Cl2  2e
PRZYKŁADY
3. Elektroliza roztworów wodnych soli kwasów beztlenowych
b). i metali za glinem: CuCl2
2
CuCl2  Cu  2Cl
K ()  Cu
2
2
Cu  2e  Cu

A()  Cl


2Cl  Cl2  2e
4. Termoelektroliza soli np.: otrzymywanie Pb z PbCl2
2
PbCl2 
 Pb  2Cl
T
2
K ()  Pb
2
Pb  2e  Pb

A()  Cl 
2Cl   Cl2  2e
PRZYKŁADOWE ZADANIE
Zadanie (1 pkt)
Jaki ładunek musi przepłynąć przez wodny roztwór zawierający 3,5 mola NiBr2 i
0,5 mola FeI3 aby całkowicie usunąć jony Ni2+ i Fe3+ z roztworu?
E  Fe / Fe 3  0.04
K () Fe3  3e  Fe
E  Ni / Ni 2  0.22
K () Ni 2  2e  Ni
1m ol  3F
0.5m ol  x
1m ol  2 F
x  1 .5 F
x  7F
3.5m ol  x
Odp. Musi przepłynąć ładunek 8.5 F
Zadanie (2 pk)
Po zanurzeniu płytki cynkowej do roztworu azotanu (V) ołowiu (II) wydzieliło
się 20,7g ołowiu. Ile gramów cynku przeszło do roztworu?
Obliczenia:
Odpowiedź:
Zadanie (3 pkt)
Do laboratoryjnego otrzymywania tlenu możemy miedzy innymi użyć manganianu (VII)
potasu. Tlen można otrzymać po pierwsze w wyniku termicznego rozkładu
manganianu potasu (VII) lub po drugie przeprowadzając reakcje manganianu (VII)
potasu z wodą utlenioną w środowisku kwaśnym.
a) zapisz cząsteczkowo reakcję termicznego rozkładu manganianu (VII) potasu
b) zapisz jonowo reakcję manganianu (VII) potasu z wodą utlenioną w środowisku
kwaśnym
c) w jaki sposób możemy potwierdzić wydzielający się w obu reakcjach tlen