REAKCIJE OKSIDO-REDUKCIJE - opstahemija.tmf.bg.ac.rs hemija II/05_Oksido... · REAKCIJE OKSIDO-REDUKCIJE OKSIDACIJA I REDUKCIJA Reakcije oksido-redukcije su reakcije u kojima dolazi

REAKCIJEREAKCIJE OKSIDOOKSIDO--REDUKCIJEREDUKCIJE

OKSIDACIJA I REDUKCIJA

Reakcije oksido-redukcije su reakcije u kojima dolazi do prelaska elektrona sa jedne supstance na drugu.

SUPSTANCA KOJAOTPUTA ELEKTRONE

SE OKSIDUJE

REDUKCIONO SREDSTVOREDUKCIONO SREDSTVO

OKSIDACIJA OTPUTANJE eOKSIDACIJA OTPUTANJE e REDUKCIJA PRIMANJE eREDUKCIJA PRIMANJE e

e

SUPSTANCA KOJAPRIMA ELEKTRONESE REDUKUJE

OKSIDACIONO SREDSTVOOKSIDACIONO SREDSTVO

REAKCIJEREAKCIJE OKSIDOOKSIDO--REDUKCIJEREDUKCIJE


Redoks reakcija se sastoji iz dve polureakcije (oksidacije i redukcije), koje se odigravaju istovremeno.

Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)

OKSIDACIJA

REDUKCIJA2e

Broj razmenjenih elektrona mora biti jednak.

OKSIDACIJA: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e REDUKCIJA: 2H+(aq) + 2e H2(g)

REAKCIJE OKSIDOREAKCIJE OKSIDO--REDUKCIJEREDUKCIJE


2Br(aq) + Cl2(g) 2Cl(aq) + Br2(l) Oksido-redukcija?Na osnovu oiglednog prelaska e lako se moe odrediti oksidaciono i redukciono sredstvo:

2e

Br otputa e oksiduje se redukciono sredstvo Cl2 prima e redukuje se oksidaciono sredstvo

K2Cr2O7 + KI + HCl CrCl3 + I2 + + KCl + H2O Oksido-redukcija?

Potrebno je odrediti oksidacione brojeve.


OKSIDACIONI BROJ

Oksidacioni broj (ili oksidaciono stanje) predstavlja hipotetiko naelektrisanje atoma kada bi sve veze tog atoma bile jonske.Pripisuje se atomima da bi se izjednaio broj razmenjenih elektrona, odnosno da bi se odredili koeficijenti u redoks reakciji.Oznaava se rimskim brojem iznad simbola elementa.Postoji nekoliko pravila za odreivanje oksidacionih brojeva:

oksidacioni broj elementa u elementarnoj supstanci jednak je 0 (npr. za Cl2, P4, Zn); oksidacioni broj elementa u jednoatomskom jonu jednak je naelektrisanju tog jona

(npr. za Al3+ je III, za S2 je II); neki elementi imaju isti oksidacioni broj u SKORO svim svojim jedinjenjima:

elementi 1. grupe PSE uvek imaju oksidacioni broj I,elementi 2. grupe PSE uvek imaju oksidacioni broj II,F uvek ima oksidacioni broj I,O obino ima oksidacioni broj II (izuzev u peroksidima i peroksi-jedinjenjima gde je I),H obino ima oksidacioni broj I (izuzev u hidridima metala gde je I);

zbir oksidacionih brojeva:u neutralnoj supstanci jednak je 0,u vieatomskom jonu jednak je naelektrisanju tog jona.


OKSIDACIONI BROJ

H2SO4I VI II

SO42VI II

Na2SO3I IV II

MnO2IV II

KMnO4I VII II

MnO42VI II

CaCO3II IV II

KFI I

NO3V II


OKSIDACIONI BROJ

Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)

Zn se oksiduje oksidacioni broj se poveava: 0 II redukciono sredstvo

0 I II 0

OKSIDACIJA POVEANJE OKSIDACIONOG BROJAREDUKCIJA SMANJENJE OKSIDACIONOG BROJA

OKSIDACIJA POVEANJE OKSIDACIONOG BROJAREDUKCIJA SMANJENJE OKSIDACIONOG BROJA

OKSIDACIJA

H se redukuje oksidacioni broj se smanjuje: I 0 oksidaciono sredstvo

REDUKCIJA

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)II IV II II II IV II

Oksido-redukcija?Nema promene oksidacionih brojeva nije redoks reakcija.


ODREIVANJE KOEFICIJENATA

Korienjem eme razmene elektrona univerzalan nain. Korienjem polureakcija oksidacije i redukcije samo za reakcije u vodenom rastvoru.

ema razmene elektronaema razmene elektrona

Zn(s) + H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)0 I II 0

2

2H+ eI

H0

Zn 2e0

ZnII

1

Cr2O72 + I + H+ Cr3+ + I2 + H2O



VI II I III 0

3I eI

I0

Cr+ 3eVI

CrIII

1 2

6

2

U jonskom obliku jednaine hemijske reakcije zbir naelektrisanja sa leve i desne strane jednaine mora biti jednak.Molekulski oblik se moe izvesti iz jonskog:

K2Cr2O7 + 6KI + 14HCl 2CrCl3 + 3I2 + 7H2O +8KCl

6 14 2 3 7



polureakcijepolureakcije

O.S. Polureakcija redukcije 2H+ + 2e H2

O.S.

R.S. Polureakcija oksidacije Zn Zn2+ + 2e

R.S.

Tablica elektrohemijskih reakcija (tablica 13. iz Prirunika):

(+)

Zn + 2H+ + 2e Zn2+ + H2 + 2e

Zn(s) + H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)

okree se jer su sve polureakcije date kao redukcije

Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)

Cr2O72(aq) + 6I(aq) + 14H+(aq) 2Cr3+(aq) + 3I2(s) + 7H2O(l)

O.S. Polureakcija redukcije Cr2O72 + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O

R.S. Polureakcija oksidacije 2I I2 + 2e

Cr2O72 + I + H+ Cr3+ + I2 + H2O



polureakcijepolureakcije

O.S. R.S.

Tablica elektrohemijskih reakcija (tablica 13. iz Prirunika):

(+) okree se

Cr2O72 + 14H+ + 6e + 6I 2Cr3+ + 7H2O + 3I2 + 6e

3

ELEKTROHEMIJSKA ELIJA

elija u kojoj se odigrava spontana redoks reakcija (G < 0) pri emu se hemijska energija pretvara u elektrinu (proizvodi se elektrina struja).

ili galvanski spreg, element, elija

Sastoji se od dve poluelije (poluelementa) koje su sainjene od elektroda uronjenih u rastvore odgovarajuih jona.Poluelije su povezane spoljanjim elektrinim kolom (kojim se kreu elektroni) i elektrolitikim kljuem (kojim se kreu joni).Dve polureakcije se odvijaju na povrinama dve razliite elektrode:

na anodi oksidacija, na katodi redukcija.

Cukatoda

(+)

Znanoda

()

Cu2+Zn2+

e e

Elektrolitikiklju



Elektroni koji nastaju u polureakciji oksidacije na anodi moraju se preneti i utroiti u polureakciji redukcije na katodi. Da bi se redoks reakcija koristila kao izvor elektrine energije potrebno je da se prenos elektrona sa anode na katodu odigrava indirektno kroz spoljanje elektrino kolo.


Da bi se u poluelijama odrala elektrina neutralnost neophodan je elektrolitiki klju, cev U-oblika napunjena rastvorom neke soli koja ne uestvuje u reakcijama na elektrodama (KNO3, NaCl...).Tokom redoks reakcije, pri troenju proizvedene elektrine struje, katjoni iz elektrolitikog kljua prelaze u katodnu polueliju, a anjoni u anodnu polueliju.

K+, Na+ NO3, Cl


Primer direktnog prenosa elektrona komad Zn uronjen u vodeni rastvor Cu2+-jona:

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

posle izvesnog vremena

Polureakcija oksidacije:Zn(s) Zn2+(aq) + 2e


Polureakcija redukcije:Cu2+(aq) + 2e Cu(s)



2e

Oksidacija i redukcija se odigravaju u istom prostoru.


Ista spontana reakcija se koristi kao izvor elektrine energije u galvanskom spregu gde se prenos elektrona odigrava indirektno kroz spoljanje elektrino kolo (metalnu icu, provodnik, koja povezuje katodu i anodu).






Oksidacija i redukcija se odigravaju u razdvojenim prostorima.



posle izvesnog vremena

Cukatoda

Znanoda

Zn|Zn2+||Cu2+|CuZn|Zn2+||Cu2+|Cu

Nain prikazivanja elektrohemijske elije:

oksidacija na anodi(sa leve strane)

redukcija na katodi(sa desne strane)

elektrolitikiklju

granicaizmeu

faza

oznaiti katodu i anodu; napisati reakcije koje se odigravaju na katodi i anodi; oznaiti smer kretanja elektrona; oznaiti smer kretanja jona iz elektrolitikog kljua. e e


Skicirati galvanski element


Cu|Cu2+||Ag+|Ag

Polureakcija oksidacije:Cu(s) Cu2+(aq) + 2e

Polureakcija redukcije:Ag+(aq) + e Ag(s)

K+ NO3

Agkatoda

(+)

Cuanoda

()

Ag+Cu2+

Elektrolitikiklju

ELEKTROMOTORNA SILA

Pogonska sila spontane redoks reakcije u elektrohemijskoj eliji se iskazuje preko elektrinog potencijala (napona) koji vlada u eliji elektromotorne sile.Elektromotorna sila predstavlja razliku potencijala dve poluelije (tj. dve polureakcije). Ne postoji nain da se izmeri vrednost pojedinanog elektrodnog potencijala polureakcije, ve se meri elektromotorna sila ukupne redoks reakcije.Prema dogovoru, svakoj elektrohemijskoj polureakciji dodeljen je standardni elektrodnipotencijal definisan, radi uporedivosti, na standardnim uslovima:

p = 101 325 Pa, c = 1 mol dm3 (t = 25 oC).Prema dogovoru, standardnoj vodoninoj elektrodi (SHE ili SVE) pripisana je vrednost:

E(SHE) = 0,0 VE(SHE) = 0,0 V


STANDARDNA VODONINA ELEKTRODA

Merenjem standardne elektromotornesile (E) elektrohemijske elije u kojojje jedna od elektroda SHE dobija sestandardni elektrodni potencijaldruge poluelije tj. polureakcije.

2H+(aq) + 2e H2(g)Inertna Pt elektroda uronjena u rastvor kiseline, oko koje se uvodi H2(g).Pri standardnim uslovima:

p(H2) = p [H+] = 1 mol dm3

prema dogovoru je E(SHE) = 0,0 V.


Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)

STANDARDNI ELEKTRODNI POTENCIJAL

Spontana redoks reakcija:


2e

Zn|Zn2+||H+|H2|PtZn|Zn2+||H+|H2|Pt

ANODA:Zn(s) Zn2+(aq) + 2e


KATODA (SHE):2H+(aq) + 2e H2(g)

KATODA (SHE):2H+(aq) + 2e H2(g)

E(sprega)= 0,76 V

E(sprega) = E(anoda) = 0,76 V

E(anoda) = E(oksidacije) = 0,76 V

Prema dogovoru, standardni elektrodni potencijal se prikazuje kao standardni redukcioni potencijal:

Zn2+(aq) + 2e Zn(s)

E(Zn2+/Zn) = 0,76 V

E(redukcije) = 0,76 V



Na ovaj nain su odreene vrednosti standardnih elektrodnih potencijala svih elektrohemijskih reakcija.



KATODA (SHE):2H+(aq) + 2e H2(g)E(SHE) = 0,0 V


2,37Mg2+/Mg0,76Zn2+/ZnE, VJon metala/Metal


ANODA:M(s) M2+(aq) + 2e

ANODA:M(s) M2+(aq) + 2e



SHEkatoda

(+)

Manoda

()

H+M2+

ANODA (SHE):H2(g) 2H+(aq) + 2eE(SHE) = 0,0 V

ANODA (SHE):H2(g) 2H+(aq) + 2eE(SHE) = 0,0 V

Mkatoda

(+)

SHEanoda

()

M2+H+

+0,80Ag+/Ag+0,34Cu2+/CuE, VJon metala/Metal

KATODA:M2+(aq) + 2e M(s)

KATODA:M2+(aq) + 2e M(s)




Tablica standardnih elektrodnih potencijala elektrohemijskih reakcija (tablica 13. iz Prirunika):

Polureakcija E(V)N2(g) + 4H2O + 2e 2NH2OH + 2OH 3,04Li+ + e Li(s) 3,04Mg2+ + 2e Mg(s) 2,36Al3+ + 3e Al(s) 1,68[Zn(OH)4]2 + 2e Zn(s) + 4OH 1,28Zn2+ + 2e Zn(s) 0,762H+ + 2e H2(g) 0,0000Cu2+ + 2e Cu(s) 0,34Fe3+ + e Fe2+ 0,77Ag+ + e Ag(s) 0,80Cl2(g) + 2e 2Cl 1,36MnO4 + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 1,51F2(g) + 2e 2F 2,87

OKSIDACIONA I REDUKCIONA SPOSOBNOST

F2(g) + 2e 2F(aq) E = 2,87 V

Zn2+(aq) + 2e Zn(s) E = 0,76 V

Cu2+(aq) + 2e Cu(s) E = 0,34 V

Li+(aq) + e Li(s) E = 3,04 V

K+(aq) + e K(s) E = 2,92 V

Ba2+(aq) + 2e Ba(s) E = 2,92 V

2H+(aq) + 2e H2(s) E = 0,00 V

Cl2(g) + 2e 2Cl(aq) E = 1,36 V


Vrednosti standardnih elektrodnih potencijala predstavljaju meru oksidacione, odnosno redukcione sposobnosti supstance pod standardnim uslovima; koriste se za poreenje jaine oksidacionih, odnosno redukcionih sredstava.

RA

STE

JA

INA

OK

SIDA

CIO

NO

G SR

ED

STV

A

RA

STE

JA

INA

RE

DU

KC

ION

OG

SR

ED

STV

A



to je vrednost E pozitivnija, primanje elektrona je lake jae oksidaciono sredstvo.

F2(g) + 2e 2F(aq) E = 2,87 V F2 je jako oksidaciono sredstvo

Li+(aq) + e Li(s) E = 3,04 V Li+ je slabo oksidaciono sredstvo

(F je slabo redukciono sredstvo)

(Li je jako redukciono sredstvo)

to je vrednost E negativnija, primanje elektrona je tee jae redukciono sredstvo.



F2(g) + 2e 2F(aq) E = 2,87 V

Cl2(g) + 2e 2Cl(aq) E = 1,36 V

Br2(l) + 2e 2Br(aq) E = 1,06 V

I2(s) + 2e 2I(aq) E = 0,54 V

OPADA OKSIDACIONA SPOSOBNOST(jaina oksidacionog sredstva)

Br2(l) + 2I(aq) I2(s) + 2Br(aq)

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Da li brom moe da oksiduje hlorid-jon do hlora?

NE Br2 je slabije oksidaciono sredstvo od hlora.

Da li brom moe da oksiduje jodid-jon do joda?

DA Br2 je jae oksidaciono sredstvo od joda.



F2(g) + 2e 2F(aq) E = 2,87 V

2H+(aq) + 2e H2(g) E = 0,00 V

Li+(aq) + e Li(s) E = 3,04 V

OPADA OKSIDACIONA SPOSOBNOST(jaina oksidacionog sredstva)

2Li(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + 2Li+(aq)

F2 > Cu2+ > H+ > Li+

Da li bakar moe da redukuje H+-jon do vodonika (istisne vodonik)?

NE Cu je slabije redukciono sredstvo od vodonika.

Da li litijum moe da redukuje Cu2+-jon do bakra (istisne bakar)?

DA Li je jae redukciono sredstvo od bakra.

RASTE REDUKCIONA SPOSOBNOST(jaina redukcionog sredstva)

Li > H2 > Cu > F

Cu2+(aq) + 2e Cu(s) E = 0,34 V

MnO4 + e MnO42 E = 0,56 V



[Zn(OH)4]2 + 2e Zn(s) + 4OH E = 1,28 V

uticaj pHuticaj pH

U kiseloj sredini je izraenija oksidaciona sposobnost:

MnO4 + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O E = 1,51 V kisela sredina

bazna sredina

U baznoj sredini je izraenija redukciona sposobnost:

Zn2+ + 2e Zn(s) E = 0,76 V kisela sredina

bazna sredina

NAPONSKI NIZ METALA


+1,52Au3+ + 3e Au(s)

+0,80Ag+ + e Ag(s)

+0,34Cu2+ + 2e Cu(s)

02H+ + 2e H2(g)

0,44Fe2+ + 2e Fe(s)

0,76Zn2+ + 2e Zn(s)

1,68Al3+ + 3e Al(s)

2,36Mg2+ + 2e Mg(s)

2,71Na+ + e Na(s)

3,04Li+ + e Li(s)

E, V

plemeniti metalineplemeniti metali

Li...Na...Mg...Al...Zn...Fe... ...Cu...Ag...Au...

E , V

H2

0

NAPONSKI NIZ METALA



Li...Na...Mg...Al...Zn...Fe... ...Cu...Ag...Au...H2

E , V0

Neplemeniti metali: reaktivni dobra redukciona sredstva lako se oksiduju brzo korodiraju reaguju sa razblaenim kiselinama

(tj. sa H+-jonom uz istiskivanje H2)

Plemeniti metali: slabo reaktivni ne reaguju sa razblaenim kiselinama

(tj. sa H+-jonom uz istiskivanje H2)

opada redukciona sposobnost

Da li srebro moe da istisne cink?

NAPONSKI NIZ METALA



E , V0

Cu(s) + 2AgNO3 2Ag(s) + Cu(NO3)2

Da li bakar moe da redukuje Ag+-jon do srebra (istisne srebro)?

DA Cu je jae redukciono sredstvo od srebra.

NE Ag je slabije redukciono sredstvo od cinka.Cu + 2Ag+ 2Ag + Cu2+

IZRAUNAVANJE ELEKTROMOTORNE SILE REAKCIJE


Elektromotorna sila predstavlja razliku potencijala dve poluelije (tj. dve polureakcije).Izraunava se kao razlika standardnih elektrodnih potencijala oksidacionog i redukcionog sredstva:

E = EO.S. ER.S.E = EO.S. ER.S.

Zn Zn2+ + 2e

O.S.R.S.

E(Zn/Zn2+) = ER.S. = 0,76 V

E(Cu2+/Cu) = EO.S. = 0,34 V

E = EO.S. ER.S. = 0,34 (0,76) = 1,1 V

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Cu2+ + 2e Cu(s)O.S.

R.S.

Zn(s) Zn2+ + 2e



O.S.R.S.

E(Zn/Zn2+) = ER.S. = 0,76 V

E(SHE) = EO.S. = 0,00 V

Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)

2H+ + 2e H2(g)O.S.

R.S.

E = EO.S. ER.S. = 0,00 (0,76) = 0,76 V

Vrednosti E reakcije ne zavise od stehiometrijskih koeficijenata, niti od broja razmenjenih elektrona.

MnO4 + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O

Fe2+ Fe3+ + e



O.S.R.S.

ER.S. = 0,77 V

EO.S. = 1,51 V

Fe2+ + MnO4 + H+ Fe3+ + Mn2+ + H2O

O.S.

R.S.

E = EO.S. ER.S. = 1,51 0,77 = 0,74 V

5Fe2+ + MnO4 + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

5

Vrednosti E reakcije ne zavise od stehiometrijskih koeficijenata, niti od broja razmenjenih elektrona.

Cu(s) Cu2+ + 2e



O.S.R.S.

E(Cu/Cu2+) = ER.S. = 0,34 V

E = EO.S. ER.S. = 0,00 0,34 = 0,34 V

Cu(s) + 2H+(aq) Cu2+(aq) + H2(g)

O.S.

R.S.

E(SHE) = EO.S. = 0,00 V2H+ + 2e H2(g)

Bakar ne reaguje sa razblaenim kiselinama uz istiskivanje vodonika; ne moe da istisne vodonik jer je slabije redukciono sredstvo od vodonika.

E < 0 reakcija se ne odigrava pri standardnim uslovima (nije spontana)E < 0 reakcija se ne odigrava pri standardnim uslovima (nije spontana)

< 0





E , V0

Neplemeniti metali: Plemeniti metali:

E = E(SHE) E(Mg/Mg2+) == 0,00 (2,36) = 2,36 V > 0

Koji metali reaguju sa razblaenim kiselinama uz istiskivanje vodonika?

reaguju sa razblaenim kiselinama(tj. sa H+-jonom uz istiskivanje H2)

E > 0 reakcija se odigrava pri standardnim uslovima (spontana je)E > 0 reakcija se odigrava pri standardnim uslovima (spontana je)

E = E(SHE) E(Ag/Ag+) == 0,00 0,80 = 0,80 V < 0

ne reaguju sa razblaenim kiselinama

Predznak G je kriterijum spontanosti odigravanja hemijske reakcije.Pri standardnim uslovima:

Ako je elektromotorna sila redoks reakcije: E < 0 reakcija nije spontana (ne odigrava se pri standardnim uslovima), E > 0 reakcija je spontana (odigrava se pri standardnim uslovima).

SPONTANOST REDOKS REAKCIJE


G = nFEG = nFE

G standardna promena slobodne energijen koliina (broj) razmenjenih elektrona u redoks reakcijiF Faradejeva konstanta (9,648104 J mol1 V1)E elektromotorna sila redoks reakcije

E < 0 G > 0 reakcija nije spontana

E > 0 G < 0 reakcija je spontana

SPONTANOST REDOKS REAKCIJE


G = RTlnKG = RTlnKG = nFEG = nFE

nFE = RTlnK

E = KnFRT ln

Kn

ln 0257,0E = (na 25 oC)

E < 0 lnK < 0 K < 1 reakcija nije spontana

E > 0 lnK > 0 K > 1 reakcija je spontana

NERNSTOVA JEDNAINA


Kada uslovi nisu standardni (pgasova = p, csupstanci = 1 mol dm3, t = 25 oC) elektromotorna sila (E) redoks reakcije ima drugaiju vrednost od E.Na vrednost elektromotorne sile u realnim uslovima utiu:

koncentracija (posebno H+-jona, tj. pH), temperatura.

uticaj koncentracijeuticaj koncentracije

Kvantitativna veza izmeu E redoks reakcije i koncentracije:

lnQ nFRTE = E

logQ 2,303

nFRTE = E

Q reakcioni kolinik

NERNSTOVA JEDNAINA

Nernstova jednaina moe da se koristi i za odreivanje elektrodnog potencijala polureakcije:

NERNSTOVA JEDNAINA


logQ 2,303

nFRTE = E

MnO4 + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O

8

4

2

]][H[MnO][Mn

log 5

0,059+

+E 8

4

2

]][H[MnO][Mn

log 2,303

+

+

nFRTE = E =

Vrednost E raste sa porastom [MnO4], sa porastom [H+]. Sa porastom koncentracije oksidacionog sredstva (smanjenjem

koncentracije redukcionog sredstva) dolazi do porasta elektrodnog potencijala.

Sa porastom koncentracije H+-jona, tj. smanjenjem pH, dolazi do porasta elektrodnog potencijala; zbog eksponenta ovaj uticaj je veoma izraen.

NERNSTOVA JEDNAINA


uticaj temperatureuticaj temperature

Sa porastom temperature dolazi do porasta elektrodnog potencijala.

SO42 + 4H+ + 2e SO2 + 2H2O E = 0,16 V

Primer. Sumporna kiselina kao oksidaciono sredstvo:

Razblaena sumporna kiselina (standardni uslovi 1 mol dm3, 25 oC) je izuzetno slabo oksidaciono sredstvo.

E = E 424

2

]][H[SO][SO

log 2,303

+nFRT

Koncentrovana sumporna kiselina je veoma jako oksidaciono sredstvo (E 1,0 V). Sa porastom koncentracije (i na povienoj temperaturi) elektrodni potencijal se

poveava.

BATERIJE


Svaka elektrohemijska elija u kojoj se proizvodi jednosmerna struja, u teoriji, moe se iskoristi za pravljenje baterije.Pri radu elije, koncentracije reaktanata se smanjuju i elektromotorna sila opada.Kada E postane jednaka nuli, nema pogonske sile kojom bi se stvarao napon i baterija se isprazni.Postoje primarne (jednokratne, ne mogu se regenerisati) i sekundarne (punjive) baterije.

primarne baterijeprimarne baterije

Najea Leklaneova baterija

anoda: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e

katoda: MnO2(s) + NH4+(aq) + e MnO(OH)(s) + NH3(g) E = 1,5 V

Zn(s)|NH4Cl(aq)||MnO2(s)|C(s)Zn(s)|NH4Cl(aq)||MnO2(s)|C(s)

Kod alkalnih baterija slina reakcija se odvija u baznoj sredini.

BATERIJE


sekundarne baterijesekundarne baterije

Olovni akumulator

anoda: Pb(s) + SO42(aq) PbSO4(s) + 2e

katoda: PbO2(s) + SO42(aq) + 4H+(aq) + 2e PbSO4(s) + 2H2O(l)

Pb(s)|H2SO4(aq)|PbO2(s)Pb(s)|H2SO4(aq)|PbO2(s)

Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O(l)pranjenje

punjenjeE = 2,0 V

3, 6 ili 12 elija (6, 12 ili 24 V)

KOROZIJA


Propadanje metala u prisustvu kiseonika i vlage.Korozija gvoa (E = 0,44 V):

Oksidacija (anodno podruje):Fe(s) Fe2+(aq) + 2e

Redukcija (katodno podruje):O2(g) + 2H2O + 4e 4OH(aq)

2Fe(s) + O2(g) + 2H2O 2Fe2+(aq) + 4OH(aq)

2Fe2+(aq) + 4OH(aq) + O2(g) Fe2O3H2O(s) + H2O

KOROZIJA


Aluminijum ne korodira (E = 1,68 V):

4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s) Pasivira se (prevlai slojem oksida) ime je spreena dalja reakcija oksidacije.Metali se tite od korozije prevlaenjem nemetalnom prevlakom ili metalom koji se lake oksiduje:

pocinkovani lim cink (E = 0,76 V) se lake oksiduje od gvoa (E = 0,44 V).

/ColorImageDict > /JPEG2000ColorACSImageDict > /JPEG2000ColorImageDict > /AntiAliasGrayImages false /DownsampleGrayImages true /GrayImageDownsampleType /Bicubic /GrayImageResolution 300 /GrayImageDepth -1 /GrayImageDownsampleThreshold 1.50000 /EncodeGrayImages true /GrayImageFilter /DCTEncode /AutoFilterGrayImages true /GrayImageAutoFilterStrategy /JPEG /GrayACSImageDict > /GrayImageDict > /JPEG2000GrayACSImageDict > /JPEG2000GrayImageDict > /AntiAliasMonoImages false /DownsampleMonoImages true /MonoImageDownsampleType /Bicubic /MonoImageResolution 1200 /MonoImageDepth -1 /MonoImageDownsampleThreshold 1.50000 /EncodeMonoImages true /MonoImageFilter /CCITTFaxEncode /MonoImageDict > /AllowPSXObjects false /PDFX1aCheck false /PDFX3Check false /PDFXCompliantPDFOnly false /PDFXNoTrimBoxError true /PDFXTrimBoxToMediaBoxOffset [ 0.00000 0.00000 0.00000 0.00000 ] /PDFXSetBleedBoxToMediaBox true /PDFXBleedBoxToTrimBoxOffset [ 0.00000 0.00000 0.00000 0.00000 ] /PDFXOutputIntentProfile () /PDFXOutputCondition () /PDFXRegistryName (http://www.color.org) /PDFXTrapped /Unknown

/Description >>> setdistillerparams> setpagedevice

Documents

REAKCIJE OKSIDO-REDUKCIJE - opstahemija.tmf.bg.ac.rs hemija II/05_Oksido... · REAKCIJE OKSIDO-REDUKCIJE OKSIDACIJA I REDUKCIJA Reakcije oksido-redukcije su reakcije u kojima dolazi