Magnus Ehingers undervisning

Allt du behöver för A i Biologi, Kemi, Bioteknik, Gymnasiearbete m.m.

Kemi 1

Administration

Normalpotentialer. Vätgaselektroden

Normalpotentialer. Vätgaselektroden.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. 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:

  1. Oxidation: Zn(s) →Zn2+(aq) + 2e
  2. 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?

  1. Minuspolen: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e
    • Elektronerna färdas i ledningen, utför ett litet arbete på vägen
  2. Pluspolen
    1. Elektronerna når fram till platinableckets yta
    2. Elektronerna reagerar med H+ på platinableckets yta, bildar vätgas
    3. 2H+(aq) + 2e → H2(g)

Några ord om platinaelektroden

Varför platina?

  1. Pt leder ström väldigt bra!
  2. Vätgas adsorberas lätt på platinan (löses t.o.m. lite i metallen!)
  3. 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)

  1. 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
  2. Vilken blir cellens emk?
    • \(E = e^0_{\text{pluspol}} - e^0_{\text{minuspol}} = e^0_{\text{Ag}} - e^0_{\text{Al}} =\)
      \(= 0,80\text{V} - (-1,66\text{V}) = 2,46\text{V}\)
  3. 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)

 

   

Också intressant: