Videogenomgång (flippat klassrum)
Plocka fram
- Zink
- Saltsyra
- Provrör
- Tändstickor
Vätgaselektroden
![Skiss av en vätgaselektrod. 1 – Platinableck; 2 – Vätgas; 3 – Syralösning med [H+] = 1 M; 4 – Vattenlås; 5 – Behållare för att koppla in den andra halvcellen.](https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/5/59/Standard_hydrogen_electrode_2009-02-06.svg/1000px-Standard_hydrogen_electrode_2009-02-06.svg.png)
Skiss av en vätgaselektrod. 1 – Platinableck; 2 – Vätgas; 3 – Syralösning med [H+] = 1 M; 4 – Vattenlås; 5 – Behållare för att koppla in den andra halvcellen. Låtom oss göra en liten reaktion: Zn(s) i HCl(aq)!
- Vad händer?
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Också denna reaktion kan man separera, och utvinna elektrisk energi ur! 😊
Två redoxpar: Zn2+/Zn(s) och H+/H2. Delreaktioner:
- Oxidation: Zn(s) →Zn2+(aq) + 2e–
- Reduktion: 2H+(aq) + 2e– → H2(g)
Hur göra för att få elektrisk energi ur den reaktionen?
- Ha oxidationen i ena halvcellen, reduktionen i andra halvcellen!
Rita upp ett trehalsat U-rör
- Vänstra röret: Zn(s) i ZnSO4
- Mittenröret: NH4NO3
- Högra röret: Platinableck i HCl(aq).
Rör med H2(g) som bubblar upp kring Pt-elektroden
- Bind ihop med ledning och voltmeter. 😊
Vad händer?
- Minuspolen: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–
- Elektronerna färdas i ledningen, utför ett litet arbete på vägen
- Pluspolen
- Elektronerna når fram till platinableckets yta
- Elektronerna reagerar med H+ på platinableckets yta, bildar vätgas
- 2H+(aq) + 2e– → H2(g)
Några ord om platinaelektroden
Varför platina?
- Pt leder ström väldigt bra!
- Vätgas adsorberas lätt på platinan (löses t.o.m. lite i metallen!)
- Pt-elektroden är indifferent (”likgiltig”)
- Deltar inte alls i reaktionen
- Pt är ju en mycket ädel metall, reagerar ogärna med något alls.
Cellschemat, då?
|
− |
Zn(s) |
│ │ │ |
Zn2+(aq) (1,00 M) |
║ ║ ║ |
H+(aq) (1,00 M) |
│ │ │ |
Pt(s) + H2(g) (101,3 kPa) |
+ |
E = 0,76 V |
- Minuspol, ox.: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–
- Pluspol, red.: 2H+(aq) + 2e– → H2(g)
- Cellreaktion, redox: Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Rita in i bilden med det tredelade U-röret att voltmetern visar på 0,76V!
Emk för den här cellen är mindre än för Daniells element (1,10V). Fråga eleverna, varför?
- Enkla svaret: Zn och Cu (som ingår i Daniells element) står längre ifrån varandra i elektrokemiska spänningsserien än Zn och H
- Ett annat svar: Cu är ädlare än H, därför blir skillnaden i potential också större
Om tid finnes: Fråga eleverna varför det är ammoniumnitrat i mittenröret, och inte HCl!
- Annars skulle HCl reagera direkt med zinkblecket i vänsterröret...
Vätgaselektroden är en referenselektrod
Man kan inte mäta elektrodpotentialen för en enda elektrod
- Man måste alltid mäta mot någon annan elektrod!
Vätgaselektroden har man valt ut som standard – att ”nolla” mot
Normalpotentialer
Vi kan mäta emk i följande element:
|
– |
Pt(s) + H2(g) (101,3 kPa) |
│ │ │ |
H+(aq) (1,00 M) |
║ ║ ║ |
Cu2+(aq) (1,00 M) |
│ │ │ |
Cu(s) |
|
+ |
|
E = 0,34 V |
Vi säger nu att vätgaselektroden ska vara nolla!
Då har man definierat följande:
- Eftersom Cu(s) är (+)-pol, blir normalpotentialen +0,34V
Normalpotentialen tecknas \(e^0\).
Vi kan skriva att \(e^0 = +34\text{V}\).
Vad ska man ha den därna normalpotentialen till, då?
Beräkning av emk
Om man tittar lite på det, upptäcker man snart att emk kan beräknas ur normalpotentialerna (tabell s. 120)
- \(E = e^0_{\text{pluspol}} - e^0_{\text{minuspol}}\)
Låtom oss ta ett exempel!
Vi har följande galvaniska cell:
|
Al(s) |
│ │ │ |
Al3+(aq) (1,00 M) |
║ ║ ║ |
Ag+(aq) (1,00 M) |
│ │ │ |
Ag(s) |
- Vilken blir plus- respektive minuspol?
- Vi kan tänka kemiskt: Al är mindre ädelt än Ag, alltså kommer Al att oxideras. Då måste Al vara minuspol
- Vi kan tänka elektrokemiskt: Al står till vänster om Ag i den elektrokemiska spänningsserien, och kommer alltså att oxideras
- Vi kan tänka i termer av elektrodpotential: Eftersom \(e^0_{\text{Ag}} > e^0_{\text{Al}}\) (+0,80V > –1,66V) måste Al vara minuspol och Ag pluspol
- Vilken blir cellens emk?
- \(E = e^0_{\text{pluspol}} - e^0_{\text{minuspol}} = e^0_{\text{Ag}} - e^0_{\text{Al}} =\)
\(= 0,80\text{V} - (-1,66\text{V}) = 2,46\text{V}\)
- \(E = e^0_{\text{pluspol}} - e^0_{\text{minuspol}} = e^0_{\text{Ag}} - e^0_{\text{Al}} =\)
- Vilken blir elektrodreaktionerna och cellreaktionen?
- (-)-pol, ox.: Al(s) → Al3+(aq) + 3e–
- (+)-pol, red.: Ag+(aq) + e– → Ag(s)
- Cellreaktion: Al(s) + 3Ag+(aq) → Al3+(aq) + 3Ag(s)
Ett exempel till!
I en galvanisk cell har vi följande cellreaktion: Cu(s) + Cl2(g) → Cu2+(aq) + 2Cl–(aq). Skriv cellschema (med poltecken!) och beräkna emk för cellen!
Vi kan resonera såhär: Cu oxideras, alltså blir det minuspol
Vi kan också resonera såhär: \(e^0_{\text{Cu}} = +0,34\text{V}\) och \(e^0_{\text{Cl}} = +1,36\text{V}\). (Den med lägst normalpotential blir minuspol.) Cu blir alltså minuspol.
|
– |
Cu(s) |
│ │ │ |
Cu2+(aq) (1,00 M) |
║ ║ ║ |
Cl–(aq) (1,00 M) |
│ │ │ |
Pt(s), Cl2(g) (101,3 kPa) |
+ |
Vi beräknar emk:
\(e^0_{\text{pluspol}} - e^0_{\text{minuspol}} = e^0_{\text{Cl}} - e^0_{\text{Cu}} =\)
\(= 1,36\text{V} -0,34\text{V} = 1,02\text{V}\)
Om tid finnes: Ett exempel till (7.4)
