Kap 8 Redox-reaktioner
Reduktion/Oxidation
(elektrokemi)
Zinkbleck (zinkplåt)
i en kopparsulfatlösning
Zn (s) + CuSO4 (aq)
Zn (s) + Cu2+ (aq) + SO42+
Vad händer?
(aq)
Magnesium brinner i luft
Vad händer kemiskt?
Magnesium reagerar med syre , det bildas
magnesiumoxid
Mg (s) + 1/2O2→ MgO
Mg→ Mg2+ + 2e-
(ädelgasstruktur - 8 elektroner i yttersta elektronskalet)
(ädelgasstruktur- 8 elektroner i yttersta elektronskalet)
2e- + O → O2------------------------------------------------------------------------------------
4e- + O2 → O2
2Mg + 4e- → 2Mg2+
(för en hel syremolekyl)
Begrepp (redox)
Oxidation – avgivande av elektroner
Ett ämne som oxideras avger elektroner
Reduktion – upptag av elektroner
Ett ämne som reduceras tar upp elektroner
Oxidationsmedelett ämne som får
ett annat ämne att
oxidera.
Reduktionsmedel –
får ett annat ämne
att reduceras
En oxidation sker alltid tillsammans med en reduktion
Redoxreaktion en reaktion där ett ämne reduceras
samtidigt som ett annat oxideras
Mg→ Mg2+ + 2e-
Oxidation (ox)
2e- + O → O2-
Reduktion (red)
-------------------------------------------------------------------------
4e- + O2 → O2
(red)
2Mg → 2Mg2+ + 4e-
(ox)
2Mg + O2 →2 MgO
Redoxreaktion
Vad hände?
Zinkbleck (zinkplåt)
i en kopparsulfatlösning
Zn (s) + CuSO4 (aq)
Zn (s) + Cu2+ (aq) + SO42+
(aq)
Olika metaller (atomer) har olika benägenhet att lämna ifrån sig elektroner.
Ädla metaller
Oädla metaller
Ädla metaller: har liten benägenhet att avge elektroner, går att hitta som rena metaller i naturen
Tex. guld, silver
Oädla metaller: har reagerat men andra ämnen och finns som mineraler i naturen.
Tex.
Magnetit (Fe3O4) och blodsten eller hematit (Fe2O3).
Kopparkis CuFeS2, Kalciumkarbonat CaCO3
Kvarts, kiseldioxid, SiO2.
(Malm – mineral som används för att få ut rena metaller kommersiellt, tex järnmalm)
Elektrokemiska spänningsserien
Rangordnar vi metallerna efter benägenhet, ”vilja”, att avge
elektroner får vi en så kallad elektrokemisk spänningsserie.
Stor benägenhet
K Na Mg Al Zn Fe Pb H Cu Ag Au Pt
liten benägenhet
Väteutdrivande metaller (till vänster om väte i den elektrokemiska spänningsserien)
Avger elektroner och bildar positiva joner lättare än vad väte gör
Demo:
Zn(s) och Cu(s) i varsitt provrör med 3mol/dm3 HCl
Vad händer?
Zinken löses upp i saltsyran, övriga metallerna är
opåverkade
zink oxideras,
vätejoner reduceras
Zn(s) + 2H+ + 2Cl- → Zn2+ + 2Cl- + H2 (g)
Övn:
801-804, 805,
806, 807
810,811
Ev lab: Elektrokemiska spänningsserien
Aluminium och kopparklorid
Aluminium i kopparklorid
2Al(s) + 3Cu2+ (aq) + 2Cl- (aq) → 2Al3+ (aq) + 3Cu(s) + 2 Cl- (aq)
2Al → 2Al3+ + 6e-
oxidation (ox)
3Cu2+ (aq) + 6e- → Cu(s)
reduction (red)
Summa:
2Al(s) + 3Cu2+ (aq) → 2Al3+ (aq) + 3Cu(s)
Obs!
→ Lika många elektroner som avges måste upptas. Om ngt oxiderar måste ngt annat reduceras
• En redoxreaktion kan ge en ström i ett batteri
Oxidation/Reduktion
– metaller är olika
Zn(s)→ Zn2+ + 2e-
Cu2+ + 2e- → Cu(s)
Zink oxiderar, ger elektroner till
kopparjoner
Tänk om man kunde få elektronerna
att vandra genom en ledning!
Alessandro Giuseppe Antonio
Anastasio Volta, född 1745
italiensk greve och fysiker.
Volta uppfann bla det första
elektriska batteriet, den
galvaniska cellen
Galvanisk cell (batteri)
kemisk energi → elektrisk energi
Zn(s)→ Zn2+ + 2eElektrod där oxidation Negativ pol
Cu2+ + 2e- → Cu(s)
Elektrod där reduktion sker Positiv pol
Elektronerna rör sig genom elektroden
/ledningen
Joner rör sig i vattenlösningen
Lösningarna är separerade men joner kan
röra sig mellan lösningarna (en saltbrygga
ger en sluten krets)
Elektronerna kan utför ett arbete
t ex få en lampa att lysa.
Galvanisk cell
(kemisk energi till elektrisk energi)
Ehinger förklarar galvanisk cell:
https://www.youtube.com/watch?v=DGNTbb3g
sEU
Skillnad i ”elektropotential” ( elektrokemiska spänningsserien)
mellan + pol och – pol, ger olika emk (elektromotorisk kraft)
samma som ems (elektromotorisk spänning)
Batterier
Korrosion
rost , 4Fe (OH)3
4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe (OH)3
Järn oxideras
Syre reduceras
Elektrolys
(elektrisk energi till kemisk energi)
En elektrolys är en påtvingad redoxreaktion .
Reaktionen går en ”onaturlig väg” - ”mot”
den elektrokemiska spänningsserien
→ energi måste tillföras utifrån.
Klor (halogen) har större sug efter elektroner jmf med
koppar ….
….men med spänning kan man få reaktionen att gå åt
andra hållet
Två elektroder:
Cu2+ + 2e- → Cu (s) (oxidation)
2Cl- → Cl2 (g) + 2e-
(reduktion )
Oxidationstal
oxidationstal
Oxidationstal forts.
Avsnitt: 8:6
Uppgift: 821 (galvanisk cell), 823 (batterier)
Avsnitt: 8:8 (korrosion)
Uppgift: 826-827
(8:7 Elektrolys , extra A-niv)
Blandat:
Uppgift: 828, 829, 831
(Avsnitt 8:4, uppgift 8:15-816, 818 oxidationstal )
Tidigare RedOx
Övn:
801-804, 805,
806, 807
810,811
Galvanisk cell och elektrolys
Galvanisk cell
(kemisk energi till elektrisk energi)
Cell-schema galvaniskcell
• överkurs
Elektrolys
(elektrisk energi till kemisk energi)
En elektrolys är en påtvingad redoxreaktion .
Reaktionen går en ”onaturlig väg” - ”mot”
den elektrokemiska spänningsserien
→ energi måste tillföras utifrån.
Två elektroder:
Den ena en transport av elektroner från elektroden,
här sker en oxidation. Denna elektrod kallas anod.
Vid den andra sker en tillförsel av elektroner. Här sker
en reduktion. Denna elektrod kallas katod.
Cu2+ + 2e- → Cu (s) (katod)
2Cl- → Cl2 (g) + 2e-
(anod)
Klor (halogen) har större sug efter elektroner jmf med
koppar ….
….men med spänning kan man få reaktionen att gå åt
andra hållet
Elektrolys av aluminiumoxid, Al2O3 (Bauxit) för att få rent
aluminium (Al)
energikrävande - panta mera!
Bränslec
Elektrokemiska spänningsserien och elektrolys
Ju lättare en metall bildar joner ju mer spänning (energi) behövs för att
metalljonen skall bildas.
Metaller till vänster om väte i spänningsserien kan inte framställas i
vattenlösningar (det bildas vätgas istället för metall)
Dessa metaller framställs i en smälta av ett salt (smältelektrolys)
Vad ska man kunna inför kursprovet?
Materia och kemisk bindning (kap 1,2 3,6,9)
Modeller och teorier för materiens uppbyggnad och klassificering.
Kemiskbindning och dessinverkan på till exempel förekomst, egenskaper och användningsområden för organiska och
oorganiska ämnen.
Reaktioner och förändringar
Syrabasreaktioner, inklusive pH-begreppet och buffertverkan. (kap 12)
Redoxreaktioner, inklusive elektrokemi. (kap 8)
Fällningsreaktioner. (kap 4)
Energiomsättningar vid fasomvandlingar och kemiska reaktioner. (kap 11)
Stökiometri (kap 5, 7)
Tolkning och skrivning av formler för kemiska föreningar och reaktioner.
Substansmängdsförhållanden, koncentrationer, begränsande reaktanter och utbyten vid kemiska reaktioner.
Kvalitativa och kvantitativa metoder för kemisk analys, till exempel kromatografi och titrering.
Analytisk kemi (titrering) (kap 12)
