SADRŽAJ PREDMETA PREDAVANJA ~ PRINCIPI HEMIJSKE RAVNOTEŽE ~ KISELINE, BAZE I SOLI RAVNOTEŽA U VODENIM RASTVORIMA ~ RAVNOTEŽA U HETEROGENIM SISTEMIMA SLABO RASTVORLJIVA JEDINJENJA PROIZVOD RASTVORLJIVOSTI ~ KOORDINACIONA JEDINJENJA ~ REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE ~ HEMIJA ELEMENATA
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE REAKCIJE U KOJIMA DOLAZI DO PRELASKA ELEKTRONA SA JEDNE SUPSTANCE NA DRUGU e GUBI ELEKTRONE OKSIDIŠE SE REDUKCIONO SREDSTVO e PRIMA ELEKTRONE REDUKUJE SE OKSIDACIONO SREDSTVO Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) REAKCIJA OKSIDO REDUKCIJE
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE REAKCIJA OKSIDO REDUKCIJE SE MOŽE RAZLOŽITI NA DVE POLUREAKCIJE e REDUKCIJA prima e Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) OKSIDACIJA gubi e OKSIDACIJA Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e REDUKCIJA 2H + (aq) + 2e H 2 (g) REDUKCIONO SREDSTVO OKSIDACIONO SREDSTVO ODIGRAVAJU SE ISTOVREMENO BROJ RAZMENJENIH ELEKTRONA JE JEDNAK
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE K 2 Cr 2 O 7 + KI + HCl CrCl 3 + I 2 + H 2 O+ KCl REAKCIJE U KOJIMA DOLAZI DO PRELASKA ELEKTRONA SA JEDNE SUPSTANCE NA DRUGU OKSIDACIONI BROJ pripisuje se atomima da bi se izjednačio broj razmenjenih elektrona KOD JEDNOATOMSKIH JONA OKSIDACIONI BROJ ELEMENTA JEDNAK JE NAELEKTRISANJU JONA I Na + II S 2 III Al 3+ KOD MOLEKULA I VIŠEATOMSKIH JONA OKSIDACIONI BROJ ELEMENTA JEDNAK JE PRIVIDNOM NAELEKTRISANJU I VI II H 2 SO 4 VI II SO 2 4
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE Četiri pravila za određivanje/dodeljivanje oksidacionih brojeva 1. Oksidacioni broj elementa u elementarnoj supstanci jednak je 0 (npr. za Cl 2, O 2, P 4 ) 2. Oksidacioni broj elementa u jednoatomskom jonu jednak je naelektrisanju tog jona (npr. za Al 3+ je III, za O 2 je II) 3. Neki elementi imaju isti oksidacioni broj u skoro svim svojim jedinjenjima: elementi 1. grupe Periodnog sistema imaju oksidacioni broj I; elementi 2. grupe Periodnog sistema imaju oksidacioni broj II; F uvek ima oksidacioni broj I; O obično ima oksidacioni broj II (izuzetak u perokso jedinjenjima ima oksidacioni broj I) H obično ima oksidacioni broj I (izuzetak u hidridima metala ima oksidacioni broj I) 4. Zbir oksidacionih brojeva u neutralnoj supstanci jednak je 0; Zbir oksidacionih brojeva u višeatomskom jonu jednak je naelektrisanju tog jona;
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE 4. Zbir oksidacionih brojeva u neutralnoj supstanci jednak je 0; Zbir oksidacionih brojeva u višeatomskom jonu jednak je naelektrisanju tog jona; PRIMERI I VI II Na 2 SO 4 za Na je I, za O je II, zbog elektroneutralnosti molekula oksidacioni broj S je VI VII II MnO 4 za O je II, zbog naelektrisanja jona ( 1) oksidacioni broj Mn je VII
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE e GUBI ELEKTRONE OKSIDIŠE SE REDUKCIONO SREDSTVO OKSIDACIONI BROJ SE POVEĆAVA PRIMA ELEKTRONE REDUKUJE SE OKSIDACIONO SREDSTVO OKSIDACIONI BROJ SE SMANJUJE e Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) R.S. O.S. oksidacioni broj se smanjuje: I 0 oksidacioni broj se povećava: 0 II
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE ODREĐIVANJE STEHIOMETRIJSKIH KOEFICIJENATA U JEDNAČINAMA REAKCIJA OKSIDO REDUKCIJE 1. Korišćenjem šeme razmene elektrona 2. Korišćenjem polureakcija oksidacije i redukcije 1. Korišćenjem šeme razmene elektrona 0 I II 0 Zn(s) + H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) I H +1e H 0 x2 0 Zn 2e Zn II Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g)
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE ODREĐIVANJE STHIOMETRIJSKIH KOEFICIJENATA U JEDNAČINAMA REAKCIJA OKSIDO REDUKCIJE 1. Korišćenjem šeme razmene elektrona VI I III 0 Cr 2 O 7 2 + I + H + Cr 3+ + I 2 + H 2 O VI Cr +3e I I 1e III Cr I 0 x1 x3 x2 x2 x6 Cr 2 O 7 2 + 6 I + 14 H + 2 Cr 3+ + 3 I 2 + 7 H 2 O Nakon množenja izjednačiti naelektrisanja za jonski oblik ili broj atoma elemenata za molekulski oblik
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE 2. Korišćenjem polureakcija oksidacije i redukcije Tablice elektrohemijskih polureakcija DATE KAO POLUREAKCIJE REDUKCIJE Tablica 13. iz Priručnika
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE 2. Korišćenjem polureakcija oksidacije i redukcije Tablice elektrohemijskih reakcija Tablica 13. iz Priručnika O.S. R.S. 0 I II 0 Zn(s) + H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) Gleda se leva strana jednačine R.S. O.S. Polureakcija redukcije 2H + + 2e H 2 Polureakcija oksidacije Zn Zn 2+ + 2e O.S. + Gleda se desna strana jednačine 2H+ + Zn H 2 + Zn2+ 2H + + 2e + Zn H 2 + Zn 2+ + 2e R.S. Piše se u obrnutom smeru oksidacija
REAKCIJE OKSIDO REDUKCIJE 2. Korišćenjem polureakcija oksidacije i redukcije VI I III 0 Cr 2 O 7 2 + I + H + Cr 3+ + I 2 + H 2 O O.S. R.S. O.S. Polureakcija redukcije Gleda se leva strana jednačine Cr 2 O 7 2 + 6e + 14H + 2Cr 3+ + 7H 2 O + R.S. Polureakcija oksidacije 2I I 2 + 2e 3 O.S. Gleda se desna strana jednačine R.S. Cr 2 O 2 7 + 6e + 14 H + + 6 I 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 I 2 + 6e Cr 2 O 2 7 (aq) + 14 H + (aq) + 6 I (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2 O(l) + 3 I 2 (s)
ELEKTROHEMIJSKA ĆELIJA (GALVANSKI SPREG) e Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) posle izvesnog vremena Polureakcija oksidacije Zn Zn 2+ + 2e Transfer e se dešava direktno Polureakcija redukcije Cu 2+ + 2e Cu
ELEKTROHEMIJSKA ĆELIJA (GALVANSKI SPREG) Transfer e se dešava indirektno kroz spoljašnje el. kolo e Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) e posle izvesnog vremena voltmetar Zn anoda Elektrolitički ključ Cu katoda Zn anoda Cu katoda Razdvojiti Zn(NO 3 ) 2 (aq) Polureakcija oksidacije Zn Zn 2+ + 2e Prikazivanje elektrohemijske ćelije Zn Zn 2+ Cu 2+ Cu Polureakcija redukcije Cu 2+ + 2e Cu Cu(NO 3 ) 2 (aq)
ELEKTROHEMIJSKA ĆELIJA (GALVANSKI SPREG) Skicirati galvanski element Cu Cu 2+ Ag + Ag Obeležiti katodu i anodu. Napisati reakcije koje se odigravaju na katodi i anodi. Označiti pravac kretanja elektrona. Označiti pravac kretanja jona iz elektrolitičkog ključa. e Elektrolitički ključ anoda Cu K + NO 3 katoda Ag Cu 2+ Polureakcija oksidacije Cu Cu 2+ + 2e Ag + Polureakcija redukcije Ag + + e Ag
ELEKTROHEMIJSKA ĆELIJA (GALVANSKI SPREG) e Zn(s) + 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) Polureakcija oksidacije Zn Zn 2+ + 2e Polureakcija redukcije 2H + + 2e H 2 Vodonična elektroda H 2 (g) Pt elektroda žica od Pt Pt elektroda izlaz H 2 (g)
ELEKTROHEMIJSKA ĆELIJA (GALVANSKI SPREG) e Zn(s) + 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) Zn anoda voltmetar Elektrolitički ključ vodonična elektroda katoda Zn(NO 3 ) 2 (aq) HNO 3 (aq) Polureakcija oksidacije Polureakcija redukcije Zn Zn 2+ + 2e 2H + + 2e H 2 Zn Zn 2+ H + H 2 Pt
ELEKTROHEMIJSKA ĆELIJA (GALVANSKI SPREG) STANDARDNA VODONIKOVA ELEKTRODA SHE 2H + (aq, c = 1 mol dm 3 )+ 2e H 2 (g, p = 101325 Pa) H 2 (g), p= 1 atm Pt elektroda Standardni uslovi pritisak gasova standardni koncentracije 1M žica od Pt Pt elektroda izlaz H 2 (g)
ELEKTROMOTORNA SILA ELEKTROHEMIJSKE ĆELIJE Električni napon koji vlada u ćeliji ELEKTROMOTORNA SILA ELEKTROHEMIJSKE ĆELIJE Na standardnim uslovima STANDARDNA ELEKTROMOTORNA SILA ELEKTROHEMIJSKE ĆELIJE (SPREGA) E ө (V) Zn anoda voltmetar Elektrolitički ključ SHE katoda 1 atm Zn(NO 3 ) 2 (aq) ANODA: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e HNO 3 (aq) 1 M 1 M KATODA (SHE): 2H + (aq) + 2e H 2 (g)
ELEKTROMOTORNA SILA ELEKTROHEMIJSKE ĆELIJE E ө (sprega)= 0,76 V standardni elektrodni potencijali elektroda Zn anoda voltmetar Elektrolitički ključ SHE katoda 1 atm Zn(NO 3 ) 2 (aq) ANODA KATODA (SHE) Prema dogovoru standardnoj vodoničnoj elektrodi (SHE) je pripisana vrednost: E ө (SHE) = 0 V HNO 3 (aq) 1 M 1 M
ELEKTROMOTORNA SILA ELEKTROHEMIJSKE ĆELIJE E ө (sprega)= 0,76 V standardni elektrodni potencijali elektroda Zn anoda voltmetar Elektrolitički ključ SHE katoda Zn(NO 3 ) 2 (aq) HNO 3 (aq) ANODA KATODA(SHE) E ө = 0 V E ө (anoda) = E ө (sprega) = 0,76 V ANODA: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e E ө (oksidacije) = 0,76 V Standardni elektrodni potencijal redukcije Zn 2+ + 2e Zn E ө (Zn 2+ /Zn) = 0,76 V
ELEKTROMOTORNA SILA ELEKTROHEMIJSKE ĆELIJE Jon metala / Metal E ө, V Zn 2+ / Zn 0,76 Mg 2+ / Mg 2,37 Cu 2+ / Cu +0,34 Ag + /Ag +0,80 ANODA: M(s) M 2+ (aq) + 2e KATODA (SHE): 2H + (aq) + 2e H 2 (g) E ө (SHE) = 0 V. ANODA (SHE): H 2 (g) 2H + (aq) + 2e E ө (SHE) = 0 V. KATODA: M 2+ (aq) + 2e M(s)
ELEKTROMOTORNA SILA ELEKTROHEMIJSKE ĆELIJE Tablice elektrohemijskih polureakcija DATE KAO POLUREAKCIJE REDUKCIJE Tablica 13. iz Priručnika
JAČINA OKSIDACIONIH I REDUKCIONIH SREDSTAVA Standardni elektrodni potencijali služe za poređenje jačine O.S. i R.S. RASTE JAČINA OKSIDACIONOG SREDSTVA F 2 (g) + 2e 2F (aq) Cl 2 (g) + 2e 2Cl (aq) Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) 2H + (aq) + 2e H 2 (s) Zn 2+ (aq) + 2e Zn(s) Ba 2+ (aq) + 2e Ba(s) K + (aq) + e K(s) Li + (aq) + e Li(s) E ө = 2,87 V E ө = 1,36 V E ө = 0,34 V E ө = 0,000 V E ө = 0,76 V E ө = 2,90V E ө = 2,93V E ө = 3,05V RASTE JAČINA REDUKCIONOG SREDSTVA
JAČINA OKSIDACIONIH I REDUKCIONIH SREDSTAVA Što je vrednost E ө pozitivnija, primanje elektrona je lakše jače OKSIDACIONO SREDSTVO F 2 (g) + 2e 2F (aq) E ө = 2,87 V F 2 je jako oksidaciono sredstvo F je slaboredukcionosredstvo Li + (aq) + e Li(s) Što je vrednost E ө negativnija, primanje elektona je teže, tj. davanje elektrona je lakše jače REDUKCIONO SREDSTVO E ө = 3,05V Li + je slabo oksidaciono sredstvo Li je jako redukciono sredstvo
JAČINA OKSIDACIONIH I REDUKCIONIH SREDSTAVA O.S. R.S. F 2 (g) + 2e 2F (aq) 2H + (aq) + 2e H 2 (g) Li + (aq) + e Li(s) E ө = 2,87 V E ө = 0V E ө = 3,05V Poređenje jačine O.S. Poređenje jačine R.S. F 2 >H + >Li + Li > H 2 >F
JAČINA OKSIDACIONIH I REDUKCIONIH SREDSTAVA Uticaj ph na oksidacionu sposobnost O.S. O 2 (g) + 4H + + 4e 2H 2 O E ө = 1,23 V O 2 (g) + 2H 2 O + 4e 4OH E ө = 0,40 V kisela sredina bazna sredina U kiseloj sredini je izraženija oksidaciona sposobnost R.S. Zn 2+ + 2e Zn(s) E ө = 0,76 V kisela sredina [Zn(OH) 4 ] 2 + 2e Zn(s) + 4OH E ө = 1,28 V bazna sredina U baznoj sredini je izraženija redukciona sposobnost
ELEKTROMOTORNA SILA ELEKTROHEMIJSKE ĆELIJE NAPONSKI NIZ METALA E ө, V Li + (aq) + e- Li(s) -3,03 K + (aq) + e- K(s) -2,92 Na + (aq) + e- Na(s) -2,71 Mg 2+ (aq) + 2 e- Mg(s) -2,37 Al 3+ (aq) + 3 e- Al(s) -1,66 Zn 2+ (aq) + 2 e- Zn(s) -0,76 Fe 2+ (aq) + 2 e- Fe(s) -0,44 Pb 2+ (aq) + 2 e- Pb(s) -0,13 2H + (aq) + 2 e- H 2 (g) 0 Cu 2+ (aq) + 2 e- Cu(s) +0,34 Ag + (aq) + e- Ag(s) +0,80 Au 3+ (aq) + 3 e- Au(s) +1,50 Neplemeniti metali reaguju sa razblaženim kiselinama lakše obrazuju jone bolja redukciona sredstva Plemeniti metali ne reaguju sa razblaženim kiselinama teže obrazuju jone raste oksidaciona sposobnost katjona
IZRAČUNAVANJE E ө REAKCIJE E ө = E ө O.S. E ө R.S. Potencijal (redukcije) oksidacionog sredstva Potencijal (redukcije) redukcionog sredstva Zn(s) + H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) R.S. O.S. O.S. 2H + + 2e H Gleda se leva strana jednačine 2 potencijal redukcije E ө O.S. = 0V R.S. Zn Zn 2+ + 2e Gleda se desna strana jednačine potencijal redukcije 2H + + Zn H 2 + Zn 2+ E ө R.S. = 0,7926 V E ө = E ө O.S. Eө R.S. = 0,000 ( 0,7926) = 0,7926 V
IZRAČUNAVANJE E ө REAKCIJE E ө = E ө O.S. E ө R.S. Potencijal (redukcije) oksidacionog sredstva Potencijal (redukcije) redukcionog sredstva O.S. Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) R.S. O.S. potencijal redukcije E ө O.S. = 0,34 V R.S. Zn Zn 2+ + 2e potencijal redukcije E ө R.S. = 0,76 V E ө = E ө O.S. Eө R.S. = 0,34 ( 0,76) = 1,1 V
IZRAČUNAVANJE E ө REAKCIJE E ө = E ө O.S. E ө R.S. Potencijal (redukcije) oksidacionog sredstva e Potencijal (redukcije) redukcionog sredstva Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Zn anoda voltmetar Elektrolitički ključ Cu katoda Zn(NO 3 ) 2 (aq) Cu(NO 3 ) 2 (aq) E ө = E ө O.S. Eө R.S. = 0,34 ( 0,76) = 1,1 V
ELEKTROHEMIJSKA ĆELIJA (GALVANSKI SPREG) Skicirati galvanski element Cu Cu 2+ Ag + Ag Obeležiti katodu i anodu. Napisati reakcije koje se odigravaju na katodi i anodi. Označiti pravac kretanja elektrona. Označiti pravac kretanja jona iz elektrolitičkog ključa. anoda Cu e Izračunati standardnu elektromotornu silu Elektrolitički R.S. ključ O.S. K + NO 3 Cu(s) + Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + Ag(s) katoda Ag potencijal redukcije Cu 2+ Polureakcija oksidacije Cu Cu 2+ + 2e Ag + Polureakcija redukcije Ag + + e Ag E ө O.S. = 0,799 V potencijal redukcije E ө R.S. = 0,34 V E ө = E ө O.S. E ө R.S.= 0,799 0,34 = 0,45 V
IZRAČUNAVANJE E ө REAKCIJE E ө = E ө O.S. E ө R.S. Potencijal (redukcije) oksidacionog sredstva Cu(s) + H + (aq) Cu 2+ (aq) + H 2 (g) O.S. R.S. Potencijal (redukcije) redukcionog sredstva O.S. 2H + + 2e H 2 potencijal redukcije E ө O.S. = 0V R.S. Cu Cu 2+ + 2e potencijal redukcije E ө R.S. = 0,34 V E ө = E ө O.S. Eө R.S. = 0 0,34 = 0,34V < 0 Ova reakcija se i ne odigrava nije spontana AKO JE E ө (REAKCIJE) POZITIVNO REAKCIJA JE SPONTANA
IZRAČUNAVANJE E ө REAKCIJE E ө = E ө O.S. E ө R.S. Cu(s) + H + (aq) Cu 2+ (aq) + H 2 (g) R.S. O.S. O.S. 2H + + 2e H 2 potencijal redukcije E O.S. = 0V Cu ne reaguje sa HCl. Cu + HNO 3??? R.S. Cu Cu 2+ + 2e potencijal redukcije E R.S. = 0,34 V E? = E O.S. E R.S. = 0,000 0,34 = 0,34V < 0 Ova reakcija se i ne odigrava nije spontana R.S. Cu Cu 2+ + 2e E ө R.S. = 0,34 V O.S. NO 3 + 4H + + 3e NO(g) + 2H 2 O E ө O.S. = 0,96 V E ө = E ө O.S. Eө R.S. = 0,96 0,34 = 0,62 V
IZRAČUNAVANJE E ө REAKCIJE NAPONSKI NIZ METALA podsećanje E ө, V Li + (aq) + e Li(s) 3,03 K + (aq) + e K(s) 2,92 Na + (aq) + e Na(s) 2,71 Mg 2+ (aq) + 2 e Mg(s) 2,37 Al 3+ (aq) + 3 e Al(s) 1,66 Zn 2+ (aq) + 2 e Zn(s) 0,76 Fe 2+ (aq) + 2 e Fe(s) 0,44 Pb 2+ (aq) + 2 e Pb(s) 0,13 2H + (aq) + 2 e H 2 (g) 0 Cu 2+ (aq) + 2 e Cu(s) +0,34 Ag + (aq) + e Ag(s) +0,80 Au 3+ (aq) + 3 e Au(s) +1,50 E ө = E ө H + /H 2 E ө M x+ /M > 0 Neplemeniti metali reaguju sa razblaženim kiselinama lakše obrazuju jone bolja redukciona sredstva O.S. O.S. E ө = E ө H + /H 2 E ө M x+ /M < 0 Plemeniti metali ne reaguju sa razblaženim kiselinama teže obrazuju jone raste oksidaciona sposobnost katjona
IZRAČUNAVANJE E ө REAKCIJE NAPONSKI NIZ METALA podsećanje E ө, V Li + (aq) + e Li(s) 3,03 K + (aq) + e K(s) 2,92 Na + (aq) + e Na(s) 2,71 Mg 2+ (aq) + 2 e Mg(s) 2,37 Al 3+ (aq) + 3 e Al(s) 1,66 Zn 2+ (aq) + 2 e Zn(s) 0,76 Fe 2+ (aq) + 2 e Fe(s) 0,44 Sn 2+ (aq) + 2 e Sn(s) 0,137 2H + (aq) + 2 e H 2 (g) 0 Cu 2+ (aq) + 2 e Cu(s) +0,34 Ag + (aq) + e Ag(s) +0,80 Au 3+ (aq) + 3 e Au(s) +1,50 Koristeći Tablicu SEP odrediti: metal koji je najjače R.S. metalni jon koji je najjače O.S. da li će Mg(s) redukovati Cu 2+ do Cu E ө = E ө Cu 2+ /Cu E ө Mg 2+ /Mg > 0 da li će Ag(s) redukovati Al 3+ do Al E ө = E ө Al 3+ /Al E ө Ag + /Ag < 0 E ө Al 3+ /Al < E ө Ag + /Ag koji metalni joni se mogu redukovati kalajem Sn(s) E ө M x+ /M > E ө Sn 2+ /Sn koji metali se mogu oksidisati Ag + jonom E ө M x+ /M < E ө Ag + /Ag
SPONTANOST REDOKS REAKCIJE; VEZA IZMEĐU E ө, ΔG ө I K E ө REAKCIJE JE MERILO SPONTANOSTI REAKCIJE ΔG ө = nfe ө n količina razmenjenih e u redoks reakciji F Faradejeva konstanta, 9,648 10 4 J mol 1 V 1 E ө elektromotorna sila ΔG ө standardna promena slobodne energije za E ө > 0 ΔG ө < 0 spontana reakcija za E ө <0 ΔG ө >0 reakcija nije spontana
SPONTANOST REDOKS REAKCIJE; VEZA IZMEĐU E ө, ΔG ө I K E ө REAKCIJE JE MERILO SPONTANOSTI REAKCIJE ΔG ө = nfe ө ΔG ө = RTlnK RTlnK = nfe ө na 25 o C E ө = RT nf lnk E ө = 0,0257 lnk n za E ө > 0 K > 1 za E ө <0 K < 1
SPONTANOST REDOKS REAKCIJE; VEZA IZMEĐU E ө, ΔG ө I K E ө, V K ΔG ө, kj/mol +2,00 4 10 67 400 +1,00 6 10 33 200 +0,25 3 10 8 50 +0,10 2 10 3 20 0,00 1 0 0,10 4 10 4 +20 0,25 4 10 9 +50 1,00 2 10 34 + 200 2,00 3 10 68 +400 E ө >+ 0,1 E ө < 0,1 K ima veliku vrednost reakcija spontana ide do kraja K ima malu vrednost reakcija se ne odigrava
NERNSTOVA JEDNAČINA U realnim uslovima vrednost E se menja (E E ө ) i zavisi od koncentracije i temperature E = E ө RT nf lnq E = E ө 2,303RT nf logq Polureakcija redukcije permanganat jona do Mn 2+ jona u kiseloj sredini MnO 4 + 8H + + 5e Mn 2+ + 4H 2 O E = E ө 2,303RT nf log [Mn 2+ ] [MnO 4 ][H + ] 8 E raste kada raste [MnO 4 ] raste [H + ] opada [Mn 2+ ]
NERNSTOVA JEDNAČINA E = E ө 2,303RT nf Sumporna kiselina kao oksidaciono sredstvo logq SO 4 2 + 4H + + 2e SO 2 (aq) + 2H 2 O E ө = 0,16 V E = E ө 2,303RT nf log [SO 2 (aq)] [SO 4 2 ][H + ] 4 Razblažena (standardni uslovi) slabo oksidaciono sredstvo Porast koncentracije (konc. H 2 SO 4 ) jako oksidaciono sredstvo
NERNSTOVA JEDNAČINA E = E ө 2,303RT nf logq Zn(s) + 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) E = E ө 2,303RT nf log [Zn 2+ ]p(h 2 ) [H + ] 2 Ako bi bili poznati [Zn 2+ ] i p(h 2 ) E zavisi samo od promene [H + ] Elektrohemijska ćelija može služiti za merenje ph ili koncentracije jona
B A T E R I J E PRIMARNE (jednokratne) SEKUNDARNE BATERIJE ( punive ) LEKLANŠEOVA BATERIJA (SUVA BATERIJA) PRIMARNA BATERIJA Metalni poklopac Grafitna katoda Posuda od cinka anoda anoda: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e katoda: MnO 2 (s) + NH 4+ (aq) + e MnO(OH)(s) + NH 3 (g) MnO 2 Pasta sa NH 4 Cl Metalno dno
B A T E R I J E OLOVNI AKUMULATOR SEKUNDARNA BATERIJA Anoda Katoda Rastvor H 2 SO 4 Katoda olovne rešetke napunjene olovo(iv) oksidom Anoda olovne rešetke napunjene sunđerastim olovom anoda: Pb(s) + SO 4 2 (aq) PbSO 4 (s) + 2e katoda: PbO 2 (s) + SO 4 2 (aq) +4H + (aq) + 2e PbSO 4 (s) + 2H 2 O(l) Pb(s) + PbO 2 (s) + 2H 2 SO 4 (aq) pražnjenje punjenje 2 PbSO 4 (s) + 2H 2 O(l)
K O R O Z I J A Korozija propadanje metala Do korozije dolazi usled reakcije metala sa O 2, H 2 O ili CO 2 Platina i zlato teško ih je oksidisati velike pozitivne vrednosti E ө E ө (Pt 2+ /Pt) = 1,320 V E ө (Au 3+ /Au) = 1,498 V Pasiviranje aluminijuma E ө (Al 3+ /Au) = 1,68 V Al(s) + 3O 2 (g) 2Al 2 O 3 (s) Sprečava dalju reakciju Al Bakar 2Cu(s) + H 2 O(g) + CO 2 (g) + O 2 (g) Cu(OH) 2 (s) + CuCO 3 (s)
K O R O Z I J A Korozija gvožđa voda Rđa Fe anodno područje katodno područje Oksidacija (anodno područje): Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e Redukcija (katodno područje): O 2 (g) + 2H 2 O + 4e 4OH (aq) 2 Fe(s) + O 2 (g) + 2H 2 O 2 Fe 2+ (aq) + 4OH (aq) 2 Fe 2+ (aq) + 4OH (aq) + 1/2 O 2 (g) Fe 2 O 3 H 2 O(s) + H 2 O
K O R O Z I J A Zaštita od korozije Presvlačenje metala nekom nemetalnom prevlakom Katodna zaštita presvlačenje metalom koji se lakše oksidiše E ө (Fe 2+ /Fe) = 0,41 V E ө (Zn 2+ /Zn) = 0,762 V Zn žrtvujuća anoda