15.4 – Elektrisk energi fra redoxreaktioner

Elektrisk energi fra redoxreaktioner

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).

${\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+{\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}\to {\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+{\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{s}\right)}$

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 H_2(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:

${\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{s}\right)}\to {\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{–}$ ${\mathrm{Ni}}_{\left(\mathrm{s}\right)}\to {\mathrm{Ni}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{–}$

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

${\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{s}\right)}\to {\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{–}$ ${\mathrm{Ni}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{–}\to {\mathrm{Ni}}_{\left(\mathrm{s}\right)}$

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

${\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+{\mathrm{Ni}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+\cancel{\mathit{2}{\mathit{e}}^{\mathit{–}}}\to {\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+{\mathrm{Ni}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+\cancel{\mathit{2}{\mathit{e}}^{\mathit{–}}}$ ${\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+{\mathrm{Ni}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}\to {\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+{\mathrm{Ni}}_{\left(\mathrm{s}\right)} \mathrm{spontan}$

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:

${\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{s}\right)}\to {\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{–}$ ${\mathrm{K}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{+}+e^{–}\to {\mathrm{K}}_{\left(\mathrm{s}\right)}$

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

${\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+{\mathrm{K}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{+}\cancel{\to }{\mathrm{Mg}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+{\mathrm{K}}_{\left(\mathrm{s}\right)} \mathrm{ingen} \mathrm{reaktion} \mathrm{finder} \mathrm{sted}$

Konceptforståelse 15.3

Forudsigelse af spontane reaktioner Afgør om reaktionen for hvert følgende metaller med en HCl (H+) opløsning, er spontan: a. ${\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+2{\mathrm{H}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{+}\to {\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+{\mathrm{H}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}$b. ${\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+2{\mathrm{H}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{+}\to {\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+{\mathrm{H}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}$ 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: ${\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{s}\right)}\to {\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{\mathit{–}}$ $2{\mathrm{H}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{+}+2e^{\mathit{–}}\to {\mathrm{H}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}$ ${\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+2{\mathrm{H}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{+}\to {\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+{\mathrm{H}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}$ 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: $2{\mathrm{H}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{+}+2e^{\mathit{–}}\to {\mathrm{H}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}$ ${\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{s}\right)}\to {\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{\mathit{–}}$ ${\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+2{\mathrm{H}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{+}\cancel{\to }{\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+{\mathrm{H}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}$ 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:

${\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{s}\right)}\to {\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{\mathit{–}} \mathrm{oxidation}$ ${\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{\mathit{–}}\to {\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{s}\right)} \mathrm{reduktion}$

Den samlede reaktion er:

${\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+{\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}\to {\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+{\mathrm{Cu}}_{\left(\mathrm{s}\right)}$

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 SO₄^2- 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).

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

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:

Oxidationsreaktionen ved anoden er:

${\mathrm{Sn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}\to {\mathrm{Sn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{4+}+2e^{\mathit{–}}$

Reduktionsreaktionen ved katoden er:

${\mathrm{Ag}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{+}+e^{\mathit{–}}\to {\mathrm{Ag}}_{\left(\mathrm{s}\right)}$

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: Oxidationsreaktionen ved anoden er: ${\mathrm{Fe}}_{\left(\mathrm{s}\right)}\to {\mathrm{Fe}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+ 2e^{\mathit{–}}$ Reduktionsreaktionen ved katoden er: ${\mathrm{Sn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{\mathit{–}}\to {\mathrm{Sn}}_{\left(\mathrm{s}\right)}$ 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.

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 SO₄^2-, 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 SO₄^2-. 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.

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.

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 Følgende halvreaktion finder sted i et tørcellebatteri til transportable radioer og lommelygter: ${\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{s}\right)}\to {\mathrm{Zn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+}+2e^{\mathit{–}}$ 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 →