Presentasjon lastes. Vennligst vent

Presentasjon lastes. Vennligst vent

Elektrokjemi for Kjemi2 ( kurs Oslo, 3. mars 2011 ) Truls Grønneberg Skolelab – kjemi, UiO.

Liknende presentasjoner


Presentasjon om: "Elektrokjemi for Kjemi2 ( kurs Oslo, 3. mars 2011 ) Truls Grønneberg Skolelab – kjemi, UiO."— Utskrift av presentasjonen:

1 Elektrokjemi for Kjemi2 ( kurs Oslo, 3. mars 2011 ) Truls Grønneberg Skolelab – kjemi, UiO

2 Hva er elektrokjemi? kjemi med redoksreaksjoner (elektronoverføringer) reduksjon og oksidasjon ikke skjer på samme sted. det bygges opp et potensial (ladningsforskjell) for at redoksreaksjonen skal gå, må det lages en indre og en yttre krets som kan lede strøm for å få en brukbar strøm, må det være nok reaktanter

3 Elektrokjemiske celler et system med adskilte reduksjon- og oksidasjonsreaksjon kalles en elektrokjemisk celle hver av reaksjonene kalles en halvreaksjon de skjer i hver sin halvcelle og beskriver sammen cellereaksjonen hvis cellereaksjonen er spontan, har vi et galvanisk element hvis cellereaksjonen er ikke-spontan og bare skjer ved å legge på en ytre ems, har vi en elektrolysecelle halvcellene kan være tydelig adskilt men forbundet med en saltbro eller en gjennomtrengelig menbran, eller de kan stå forbundet i samme elektrolytt

4 Elektrokjemi i Naturfag? (etter 10. årstrinn) bruke begrepene strøm, spenning, resistans, effekt og induksjon i forsøk med strømkretser gjøre rede for fornybare og ikke-fornybare energikilder og ENØK (etter Vg1) forklare hva redoksreaksjoner er, gjøre forsøk med forbrenning, galvanisk element og elektrolyse og gjøre greie for resultatene beskrive virkemåten og bruksområdet til noen vanlige ladbare og ikke-ladbare batterier og til brenselceller

5 Elektrokjemi i Kjemi2 (programfag) gjøre forsøk med korrosjon og kunne forklare hvordan korrosjon han hindres gjøre forsøk med elektrokjemiske celler og gjøre rede for spontane og ikke-spontane redoksreaksjoner beregne kapasiteten og cellepotensialet til et batteri og utbyttet i en elektrolyse

6 Korrosjon – resultater og spørsmål Zn Fe Cu Fe Cu Fe Zn Cu 4) La alt stå helt i ro i noen minutter 5) Rist og vurder fargen 1) 2) 3)

7 Korrosjon - påvisning Oksidasjon Reduksjon Fenolftalein er rød i basisk løsning Figur side 70 Standard reduksjonspotensialer, Figur side 194 Fenolftalein er rød i basisk løsning Figur side 215 Rustindikator Løs 0,25 g K 3 Fe(CN) 6 og 4 g NaCl i 100 mL kranvann og tilsettes 2 mL fenolftaleinløsning)

8 Spenningsrekken angir tendensen stoffer har til å ta opp eller avgi elektroner. Hvordan sette opp rekkefølgen? Øverst, nederst, foran eller etter, fra høyre eller fra venstre? Vi bruker standard reduksjonspotensialer

9

10 Forsøk vi skal gjøre: Studere en spontan redoks-reaksjon og se hvordan oksidasjon og reduksjon kan skilles slik at vi lager strøm Galvanisk celle – cellespenning og strøm Elektrolyse og galvanisme

11 Hjemmesnekret ”brenselcelle” å lage et galvanisk hydrogen/oksygen element (batteri) ved elektrolyse (ikke-spontan redoksreaksjon) elektrisk energi  kjemisk energi (2H 2 O  2H 2 + O 2 )

12 Hjemmesnekret ”brenselcelle” å bruke et galvanisk hydrogen/oksygen element (batteri) (spontan redoksreaksjon) elektrisk energi  kjemisk energi (2H 2 O  2H 2 + O 2 )

13 Beregning av cellepotensial Hente to halvreaksjoner for stoffene i tabellen. Halvreaksjonen for stoffet med høyest standard reduksjonspotensial beholdes som reduksjon: red: O 2 (g) + 2H 2 O(l) + 4e -  4OH - E o = 0,40 V Den andre halvreaksjonen snus til oksidasjon (E o skifter fortegn): oks: H 2 (g) + 2OH - (aq)  2e - + 2H 2 O(l) E o = -(-0,83 V) Balanserte reaksjoner og halvcellepotensialer legges sammen, elektronene strykes på hver side: redoks: 2H 2 (g) + O 2 (g)  H 2 O(l) E o celle = 1,23 V

14 En analogi Inne i stuen er det 23 o C og ute er det –12 o C. Hva er temperaturforskjellen? Den er selvfølgelig 23 –(-12) o C = 35 o C

15 Enheter for energi 1 J = 1 Nm = 1 Ws = 1CV 1 joule = 1 newtonmeter = 1 wattsekund = 1 coulombvolt coulomb = ladningen av 1 mol e ─

16 Beregne kapasiteten til et batteri og utbyttet i en elektrolyse Batterikapasitet oppgis i Ah (ampere-timer) 1A = 1 C/s (C/s står for coulomb per sekund) 1 mol elektroner har en ladning på C Omsatte stoffmengder ↔ Ah Sette opp redoksreaksjonen for batteriet og begynne å regne.

17 Hvor mye kadmium må det minst være i et nikkel- kadmiumbatteri på 1,8 Ah når redoksreaksjonen er Cd + Ni 4+  Cd 2+ + Ni 2+ ? 1,8 Ah = 1,8 C/s ∙ 3600 s = 6480 C 1 mol elektroner har en ladning på C (faradaykonstanten) En ladning på 6480 C tilsvarer en stoffmengde på 6480 C ∙1 mol/96490 C = 0,0672 mol Fra reaksjonen ser vi at 2 mol e - ↔ 1 mol Cd Da vil 0,0672 mol e - ↔ 0,0336 mol Cd Molar masse Cd: 112,4 g/mol Masse Cd i batteriet: 112,4 g/mol ∙ 0,0336 mol = 3,78 g

18 Sølvplett Sølvplett er kobber, messing eller nysølv belagt med sølv. Kvaliteten på sølvplett er bl.a. avhengig av tykkelsen på belegget. "60" grams betyr at det går med 60 g sølv for å forsølve 24 spisedeler (6 kniver, 6 skjeer, 6 gafler og 6 teskjeer). Forsølvingen skjer elektrolytisk.

19 60 g Ag med atommasse 107,9 g/mol Stoffmengde Ag er 60 g/107,9 g/mol = 0,556 mol 1 mol e - = C Halvreaksjonen er Ag + + e -  Ag Da vil 0,556 mol Ag tilsvare 0,556 mol·96490 C/mol = C A = C/s  C = As C = As = As · h/3600 s = 14,9 Ah For å legge på 60 g sølv elektrolytisk, går det med 14,9 Ah Hvor mange Ah er nødvendig for at et bestikk i 24 deler skal få et belegg av 60 g sølv?


Laste ned ppt "Elektrokjemi for Kjemi2 ( kurs Oslo, 3. mars 2011 ) Truls Grønneberg Skolelab – kjemi, UiO."

Liknende presentasjoner


Annonser fra Google