15.4 – Elektrisk energi fra redoxreaktioner


Elektrisk energi fra redoxreaktioner

Fordi Cu befinder sig under Zn i spændingsrækken, vil der ikke finde en redoxreaktion sted.

Når du placerer en zinkstrimmel i en opløsning med Cu2+, samler de rødlige metal kobber sig på zinkstrimlen ifølge denne spontane reaktion (se figur 15.1).

Zn(s)+Cu(aq)2+Zn(aq)2++Cu(s)

Men placerer vi en kobberstrimmel i en Zn2+ opløsning, sker der imidlertid ingenting. Reaktionen forløber ikke spontant i modsatte retning fordi, kobber ikke mister sine elektroner lige så let som Zn mister dem.

Vi kan finde retningen af en spontan reaktion ud fra spændingsrækken, der ordner metallerne og H2, alt efter hvor let de mister elektroner.

I spændingsrækken, er metaller der lettest mister elektroner placeret i toppen, og metaller der ikke mister sine elektroner let, er placeret i bunden. Derfor befinder metaller der lettere oxideres over de metaller hvis ioner lettere reduceres (se tabel 15.3). De reaktive metaller inkluderer, K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, og Sn. I enkelt substitutionsreaktioner, erstatter metalionen H i syren. Metaller der befinder sig under H2(g), vil ikke reagerer med H+ fra syrer.

Ifølge spændingsrækken, vil et metal oxideres spontant, hvis det kombineres med den modsatte af en halvreaktion, for ethvert metal under det i spændingsrækken. Vi anvender spændingsrækken til at forudsige retningen af den spontane reaktion. Antag for eksempel at vi har to bægerglas. I det ene, placerer vi en Mg strimmel i en opløsning af Ni2+ ioner. I det andet, placerer vi en Ni strimmel i en opløsning der indeholder Mg2+ ioner. Ved at kigge på spændingsrækken, kan vi se at halvreaktionen for oxidationen af Mg, står over den for Ni. Det betyder at Mg er et mere reaktivt metal, og dermed lettere mister elektroner, en Ni. Ved at bruge tabellen med spændingsrækken, kan vi opstille disse to halvreaktioner:

Mg(s)Mg(aq)2++2e Ni(s)Ni(aq)2++2e

Reaktionen der vil være spontan, vil være oxidationen af Mg, sammen med den omvendte (reduktion) af Ni2+:

Mg(s)Mg(aq)2++2e Ni(aq)2++2eNi(s)

Dermed kan vi samle de to halvreaktioner, hvilket giver følgende samlede reaktionsligning, som forekommer spontant:

Mg(s)+Ni(aq)2++2eMg(aq)2++Ni(s)+2e Mg(s)+Ni(aq)2+Mg(aq)2++Ni(s)     spontan

En reaktion mellem en Mg strimmel og en opløsning der indeholder K+ ioner, vil imidlertid ikke ske spontant. Vi kan se dette ved at kigge på de to halvreaktioner som behøves:

Mg(s)Mg(aq)2++2e K(aq)++eK(s)

Fordi halvreaktionen for oxidationen af K ligger over halvreaktionen for Mg i spændingsrækken, vil der ikke ske en spontan reaktion mellem Mg og K+:

Mg(s)+K(aq)+Mg(aq)2++K(s)     ingen reaktion finder sted

Konceptforståelse 15.3

Forudsigelse af spontane reaktioner

Afgør om reaktionen for hvert følgende metaller med en HCl (H+) opløsning, er spontan:

a.

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

b.

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

Svar

a. Ved at bruge spændingsrækken (tabel 15.3), kan vi se at Zn oxideres lettere end H2. Dermed er halvreaktionen for Zn sammen med den omvendte halvreaktion for H2 på denne måde:

Zn(s)Zn(aq)2++2e 2H(aq)++2eH2(g) Zn(s)+2H(aq)+Zn(aq)2++H2(g)

Dermed er reaktionen spontan.

b.  Ved at bruge spændingsrækken (tabel 15.3), kan vi se at H2 oxideres lettere end Cu. I denne reaktion, vil vi skulle kombinere en oxidationshalvreaktion, med en halvreaktion der ligger over denne i spændingsrækken:

2H(aq)++2eH2(g) Cu(s)Cu(aq)2++2e Cu(s)+2H(aq)+Cu(aq)2++H2(g)

Dermed er reaktionen ikke spontan.

Galvaniske celler

Vi kan generere elektrisk energi fra en spontan redoxreaktion, ved at bruge et apparat kaldet en galvanisk celle. De to halvreaktioner finder stadig sted, men i en celle, og dermed skal elektronerne strømme gennem et eksternt kredsløb. For eksempel bliver en zinkstrimmel i en Cu2+ opløsning, dækket med en rustbrun belægning af Cu, mens den blå farve (Cu2+) på opløsningen, langsomt forsvinder. Oxidationen af zinkmetallet, leverer elektronerne til reduktionen af Cu2+ ionerne. Vi kan opstille de to halvreaktioner som:

Zn(s)Zn(aq)2++2e     oxidation Cu(aq)2++2eCu(s)     reduktion

Den samlede reaktion er:

Zn(s)+Cu(aq)2+Zn(aq)2++Cu(s)

Så længe som metallet zink of Cu2+ ionerne befinder sig i den samme beholder, overføres elektronerne direkte fra Zn til Cu2+. Placeres komponenterne af de to halvreaktioner imidlertid i separate beholdere, kaldet halvceller, strømmer elektronerne fra den ene halvcelle til den anden, og danner en elektrisk strøm. I hver halvcelle, er der en metalstrimmel kaldet en elektrode, der er i kontakt med ionopløsningen. Elektroden hvor oxidationen finder sted, kaldes for anoden; katoden er elektroden hvor reduktionen finder sted. I førnævnte eksempel, er anoden zinkstrimlen placeret i en Zn2+ opløsning (ZnSO4). Katoden er en kobberstrimmel, placeret i en Cu2+ opløsning (CuSO4). I denne galvaniske celle, er Zn anoden og Cu katoden, forbundet med en ledning, som tillader elektroner at bevæge sig fra oxidationshalvcellen til reduktionshalvcellen.

Kredsløbet fuldendes med en saltbro, som indeholder positive og negative ioner, og som er placeret i de to halvcelleopløsninger. Formålet med saltbroen er at lever ioner, som for eksempel Na+ og SO4 ioner, for at opretholde en elektrisk balance i hver halvcelleopløsning. Efterhånden som oxidation forekommer, sker der en stigning i Zn2+ ioner, hvilket bliver afbalanceret af SO42+ anioner fra saltbroen. Ved katoden, sker der et tab af Cu2+ ioner, hvilket afbalanceres ved at SO42- ioner bevæger sig over i saltbroen. Det samlede kredsløb involverer strømningen af elektroner fra anoden til katoden, og strømmen af anioner fra katodeopløsningen til anodeopløsningen (se figur 15.2).

Figur 15.2 – I denne galvaniske celle, befinder Zn anoden sig i en Zn2+ opløsning, og Cu katoden befinder sig i en Cu2+ opløsning. Elektroner dannet ved oxidationen af Zn, strømmer fra anoden gennem ledningen til katoden, hvor de reducerer Cu2+ til Cu. Kredsløbet bliver komplet, ved strømningen af SO42- ioner gennem saltbroen.

Vi kan opstille et diagram for oxidations- og reduktionsreaktionerne der finder sted i cellen, ved at bruge et slags stenografidiagram på følgende måde:

|\textup{Zn}_{\textup{(s)}}|\textup{Zn}_{\textup{(aq)}}^{2+}||\textup{Cu}_{\textup{(aq)}}^{2+}|\textup{Cu}_{\textup{(s)}}

Komponenterne i oxidationshalvcellen (anoden), skrives på venstre side, og komponenterne i reduktionshalvcellen (katoden), skrives på højre side. Den enkelt lodret linje adskiller den faste Zn anode fra Zn2+ opløsningen, og en anden lodret linje adskiller Cu2+ opløsningen fra Cu anoden. En dobbelt lodret linje adskiller de to halvceller.

I nogle galvaniske celler, er der ikke noget komponent der kan bruges som en elektrode. Når det er tilfældet, bruges inaktive elektroder fremstillet af grafit eller platin, til overførslen af elektroner. Hvis der er to ionforbindelser i en celle, bliver deres symboler separeret med et komma. For eksempel hvis en galvanisk celle består af en platin anode placeret i en Sn2+ opløsning, og en sølv katode placeret i en Ag+ opløsning. Så vil diagrammet for cellen blive skrevet således:

\textup{Pt}_{\textup{(s)}}|\textup{Sn}_{\textup{(aq)}}^{2+},\textup{Sn}_{\textup{(aq))}}^{4+}||\textup{Ag}_{\textup{(aq)}}^{+}|\textup{Ag}_{\textup{(s)}}

Oxidationsreaktionen ved anoden er:

Sn(aq)2+Sn(aq)4++2e

Reduktionsreaktionen ved katoden er:

Ag(aq)++eAg(s)

For at afbalancere cellereaktionen, ganger vi katodereaktionen med 2, og kombinerer de to halvreaktioner:

Opgaveeksempel 15.6

Opstilling af diagram for en galvanisk celle

En galvanisk celle, består af en jern (Fe) anode i en Fe2+ opløsning, og en tin (Sn) katode i en Sn2+ opløsning. Opstil cellediagrammet, oxidations- og reduktionshalvreaktionerne, samt den samlede cellereaktion.

Løsning

Diagrammet for cellen, opstilles på følgende måde:

\textup{Fe}_{\textup{(s)}}|\textup{Fe}_{\textup{(aq)}}^{2+}||\textup{Sn}_{\textup{(aq)}}^{2+}|\textup{Sn}_{\textup{(s)}}

Oxidationsreaktionen ved anoden er:

Fe(s)Fe(aq)2++ 2e

Reduktionsreaktionen ved katoden er:

Sn(aq)2++2eSn(s)

For at opstille den samlede cellereaktion, kombineres de to halvreaktioner:

Batterier

Batterier behøves for at drive din telefon, dit ur, og din regnemaskine. Batterier behøves også, når en bil skal starte, og når lommelygter skal lave lys. Inde i hver af disse batterier, findes der en galvanisk celler, der producerer elektrisk energi. Lad os se på nogle almindelige anvendte batterier.

Et 12 volts bilbatteri, også kendt som et blybatteri.

Blybatterier

Blybatterier anvendes til at drive det elektriske system i en bil. Vi har brug for en bilbatteri for at starte motoren, tænde lyset, eller bruge radioen. Hvis batteriet løber tør for strøm, kan bilen ikke starte og lygterne kan ikke tænde. Et bilbatteri, eller et blybatteri, er en type galvanisk celle. I et typisk 12 volts batteri, er der seks galvaniske celler som er serieforbundet. Hver af cellerne, består af en bly (Pb) plade der fungerer som anode, og en blyoxidplade (PbO2) der fungerer som katode. Begge halvceller indeholder en svovlsyreopløsning (H2SO4). Når bilbatteriet producerer elektrisk energi (aflader), finder følgende halvreaktioner sted:

I begge halvreaktioner dannes der Pb2+, som går sammen med SO42-, til dannelsen af et uopløseligt salt, PbSO4. Efterhånden som et bilbatteri bruges, sker der en ophobning af PbSO4 på elektroderne. På samme tid, sker der en sænkning i koncentrationerne af svovlsyrekomponenterne, H+ og SO42-. Når bilen kører, genoplades batteriet konstant af en generator, der drives af motoren. Genopladningen gendanner Pb og PbO2 elektroderne, såvel som H2SO4. Uden genopladning, ville et bilbatteri ikke kunne fortsætte med at danne elektrisk energi.

Tørcellebatterier (tørbatterier)

Tørcellebatterier anvendes i regnemaskiner, ure, lommelygter, og batteridrevet legetøj. Udtrykket tørcelle beskriver, at batteriet bruger en slags pasta, i stedet for en vandig opløsning. Tørcellebatterier kan være sure eller alkaliske. I et surt tørcellebatteri, er anoden en kasse af zink, som indeholder en pasta af MnO2, NH4CL, ZnCl2, H2O, og stivelse. Inde i denne MnO2 elektrolytblanding, er en grafit katode.

I et surt tørcellebatteri, er katoden af grafit, og anoden er en zinkkasse (dåse).

Et alkalisk batteri indeholder de samme komponenter, med undtagelse af at NaOH eller KOH, erstatter NH3Cl elektrolytten. Under basiske forhold, er produktet af oxidationen zinkoxid (ZnO). Alkaliske batterier har en tendens til at være dyrere, men de holder længerer og producerer mere strøm, end sure tørcellebatterier.

Kviksølv- og lithiumbatterier

Kviksølv- og lithiumbatterier ligner alkaliske tørcellebatterier. For eksempel, har et kviksølvbatteri en zinkanode, men katoden er stål i en blanding af HgO, KOH, og Zn(OH)2. Det reducerede produkt Hg er giftigt, og er en fare for miljøet. Kviksølvbatterier er påtrykt en advarsel på batteriet og batteriets indpakning, og skal altid afskaffes på korrekt vis (indlevering til et kemikalieopsamlingssted).

I et lithiumbatteri, er anoden lithium og ikke zink. Lithium er meget mindre tæt end zink, og et lithiumbatteri kan derfor laves meget småt.

Et NiCad batteri i en mobiltelefon, kan genoplades mange gange.

Nikkel-cadmiumbatterier (NiCad)

Nikkel-cadmiumbatterier (NiCad) kan genoplades. De bruger en cadmiumanode og en katode af fast nikkeloxid, NiO(OH)(s).

NiCad batterier er dyre, men de kan genoplades mange gange. En oplader leverer en elektrisk strøm, som konverterer Cd(OH)2 og Ni(OH)2 produkterne i NiCad batteriet, tilbage til reaktanterne.

Konceptforståelse 15.4

Batterier

Batterier findes i mange former og størrelser.

Følgende halvreaktion finder sted i et tørcellebatteri til transportable radioer og lommelygter:

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

a. Hvorfor er denne halvreaktion en oxidation?
b. Ved hvilken elektrode, sker denne halvreaktion?

Svar

a. Dette er en halvreaktion fordi Zn(s) mister elektroner.
b. Oxidationen af Zn, vil finde sted ved anoden.

15.5 – Redoxreaktioner der kræver elektrisk energi →