Kuupäev:____________________________ YKI0031 Anorgaaniline keemia I LABORATOORNE TÖÖ 5 Redoksreaktsioonid. Metallide korrosioon Praktiline osa 1. Redoksreaktsioonid NB! Kirjeldada võimalikult täpselt toimuvaid muutusi, märkides ära reaktsiooniks võetud ja tekkivate ühendite värvused. Esitada kõiki muutusi kirjeldavad reaktsioonivõrrandid ning tasakaalustamiseks vajalikud elektronide bilansid või vastavad poolreaktsioonide võrrandid. Märkida, milline ühend on oksüdeerija, milline redutseerija. Kirjutada oksüdeerija ja redutseerija juurde nende ühendite nimetused. Halogeenid Katse 1. Valada ühte katseklaasi ~0,5 mL KBr ja teise samapalju KI lahust. Seejärel tekitada lahuste pinnale jälgitav (~2 mm) tolueeni või pentanooli (sobib ka benseen) kiht ning lisada tõmbe all tilkhaaval kloorivett (Cl2 + H2O). Loksutada intensiivselt.
86. Arvutage lahuse pH / pOH kaudu H3O+ / OH- molaarne kontsentratsioon. 87. Leidke nõrga happe lahuse pH ja deprotoneerunud vormi protsentuaalne hulk lahuses. 89. Leidke nõrga aluse lahuse pH ja protoneerunud vormi protsentuaalne hulk lahuses. 93. Kirjeldage puhverlahuse koostist ja puhverlahuse omadusi. 94. Arvutage puhverlahuse pH. 95. Leidke puhverlahuse koostis antud pH juures. Elektrokeemia 101. Tasakaalustage redoksreaktsiooni võrrand poolreaktsioonide meetodil. Mis on oksüdeerija ja redutseerija? Määrake võrrandis oksüdeerija ja redutseerija. 102. Kirjeldage elektrokeemilist rakku. Nimetage ja kirjeldage elektrokeemiliste rakkude tüüpe. 103. Hinnake reaktsiooni vabaenergiamuutu elektrokeemilise raku potentsiaali abil. 104. Kirjutage redoksreaktsioonile vastav elektrokeemilise raku skeem. 105. Kirjutage elektrokeemilise raku skeemile vastav summaarne keemiline reaktsioon. 106
konjugeeritud redokspaar. Siin on otsene analoogia happe – aluse tasakaaluga. Näit. pliisulfiidi oksüdeerimine lämmastikhappega, vt.N.Katt, lk.44 (2000 a) Redoksreaktsioonide tasakaalustamine põhineb laengu jäävusel: saadud elektronide arv võrdub loovutatud elektronide arvuga. Keerulistes redoksreaktsioonides tavaliselt esineb kolmanda komponendina vesi. Taoliste reaktsioonide tasakaalustamiseks on 2 meetodit – 1) otsene reaktsioonis osalevate elektronide bilansi koostamine ja 2) poolreaktsioonide meetod. Näit. Na dikromaadi taandamine vesinikperoksiidiga hapus keskkonnas. 2) Redokspotensiaalid ja reaktsiooni suund. Redoksreaktsiooni suund on määratud temas osalevate elementide elektrokeemiliste potensiaalidega (E), mis on standardelemendist ja antud elemendist koostatud elektrokeemilise elemendi (nn. galvaanilise elemendi) elektromotoorne jõud. Elektrokeemiline element koosneb kahest poolelemendist (neis mõlemis on üks
-III I (NH4 ) + 1·(-3) + 4·(+1)=1 Uhendites on leelismetallidel o.a. I, leelismuldmetallidel II, alumiiniumil III, halogeenidel I. Polaarse kovalentse sidemega uhendis on elektronegatiivsemal elemendil negatiivne oksudatsiooniaste. IV II -IV I CO2 CH4 Mittepolaarne kovalentne side ei anna seotud elementidele laengut. I -I -I I H-CC-H 53. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine, osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid). Redoksreaktsioonide tasakaalustamise pohimote: liidetud ja loovutatud elektronide arvud on vordsed. oksudeerija ja redutseerija maaratakse oksudatsiooniastme muutuse jargi. Poolreaktsioonid on redoksreaktsiooni osad, mis iseseisvalt ei eksisteeri. Poolreaktsioonis osalevad redutseerija ja oksudeerija moodustavad redokspaari. Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + e- redokspaar Fe3+ / Fe2+ 54. Mis on standardpotentsiaal? Kuidas on seotud standardpotentsiaalid ja oksüdeerijad (redutseerijad)?
(elektronide liitmine) ja reduktsioon (elektronide loovutamine). 43. Mis on oksüdatsiooniaste? Määra oksüdatsiooniaste etteantud ühendites. oniaste (o.a) näitab iooni laengu suurust keemilises ühendis (liitaines), eeldusel, et see aine koosneb ioonidest. Lihtainete oksüdatsiooniaste on 0. Liitainetes on kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa 0 44. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine elektronide bilansi meetodi abil, poolreaktsioonide võrrandid. Tuntuimad oksüdeerijad: Cl, Br, O, HNO3 Tuntumad redutseerijad: H, CO, C, metallid, Tasakaalustamine elektronide bilansi meetodil: 45. Mis on standardpotentsiaal? Kuidas on seotud standardpotentsiaalid ja oksüdeerijad (redutseerijad)? Standardpotentsiaal defineeritakse standardse vesinikelektroodi kui ANOODI suhtes ehk kui redutseerumisreaktsiooni potentsiaal. Mida positiivsem on standardpotentsiaal, seda tugevam on vastavas
vordne iooni laenguga. Naiteks on vaavli oksudatsiooniastmed ainetes H2S, S8 (vaavel lihtainena), SO2, SO3 ja H2SO4 vastavalt -2, 0, +4, +6 ja +6. Mida korgem on antud aatomi oksudatsiooniaste, seda suurem on tema oksudeerituse aste; mida madalam on tema oksudatsiooniaste, seda suurem on tema redutseerituse aste. 52. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine, osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid). Tuntumad oksüdeerijad on hapnik ( O2) , kloor (Cl2) , lämmastikhape (HNO3) Tuntumad redutseerijad on vesinik, süsinikoksiid, süsinik, metallid, jodiidioonid (I.), sulfiidioonid (S2.) Koostame redoksvorrandi vase reageerimise kohta lahjendatud lammastikhappega, kui reaktsioonisaadusteks on vasknitraat ja lammastik(II)oksiid. 1) Kirjutame reaktsiooni skeemi ja maarame elementideoksudatsiooniastmed Cu0 + HINO3-II → CuII(NO3)2 + NIIO-II1 -6 Vase o
oksüdatsiooniastmed. Redoksreaktsioonides on seotud kaks vastandlikku protsessi: ühe elemendi oksüdeerumisega kaasneb teise elemendi redutseerumine. 51. Mis on oksüdatsiooniaste? Määra oksüdatsiooniaste etteantud ühendites. Oksüdatsiooniaste – on formaalne suurus, mis näitab elemendi laengut ühendis eeldusel, et ühend koosneb üheaatomilistest ioonidest. 52. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine, osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid). Oksü: Lämmastikhape, Peroksiid ja hüperoksiid, hapnik, kloor Redut: Naatrium, kaalium, alumiinium, magneesium, metallid, vesinik , sulfiidid, sulfitid, jodiidid aldehüüdid, oblikhape Redoksreaktsioonide tasakaalustamise põhimõte: • liidetud ja loovutatud elektronide arvud on võrdsed. • oksüdeerija ja redutseerija määratakse oksüdatsiooniastme muutuse järgi. Näiteks II VII II III
NaH (-I) Leelismetallide (Na, K jt), ka hõbeda oksüdatsiooniaste ühendites on I 51. Mis on oksüdatsiooniaste? Määra oksüdatsiooniaste etteantud ühendites. Oksüdatsiooniaste on formaalne suurus, mis näitab elemendi laengut ühendis eeldusel, et ühend koosneb üheaatomilistest ioonidest. 52. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine, osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid). Tuntumad oksüdeerijad on kloor, broom, hapnik, lämmastikhape, kaaliumpermanganaat, kaaliumdikromaat. Tuntumad redutseerijad on vesinik, süsinikoksiid, süsinik, metallid, sulfiidioonid 53. Mis on standardpotentsiaal? Kuidas on seotud standardpotentsiaalid ja oksüdeerijad (redutseerijad)?
Oksüdatsiooniaste (o.a) näitab iooni laengu suurust keemilises ühendis (liitaines), eeldusel, et see aine koosneb ioonidest. Lihtainete oksüdatsiooniaste on 0. Liitainetes on kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa 0. O-a märgime rooma numbriga elemendi kohale, kui negatiivne, siis ette -. Tähtsamad o-a: H, Na, K, Ag- I; O -II; Al III. Mõndadel on o-a muutuv. 53. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine, osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid). Tuntuimad oksüdeerijad: Cl, Br, O, HNO3, Kaaliumpermanganaat (KMnO4), Kaaliumdikromaat jt. Tuntumad redutseerijad: H, CO, C, metallid, jodiidioonid (I¯), sulfiidiioonid (S²¯) jt. Võrdsustamiseks asetatakse lähteainete ja saaduste ette koefitsiendid. Tasakaalustamine elektronide bilansi meetodil: 1. Leida elemendid, mille oksüdatsiooniaste muutub. 2. Kirjutada välja oksüdeerumise ja redutseerumise poolreaktsioonid (mis element palju liitis/lahutas elektrone).
esimeses rühmas. Tugevamad oksüdeerijad asuvad fluori lähedal. Mida negatiivsem on redokspaari standardpotentsiaal, seda tugevam redutseerija ta on. Metallide pingerida: (tugevad) Li Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Ag Au (nõrgad redutseerijad) Seos tasakaalukonstandiga. Kuna G = -RT ln K ja G = -nFE0 siis nFE0 = RT ln K ja ln K = nFE0/RT avaldised võimaldavd arvutada redoksreaktsiooni tasakaalukonstanti, kui teada on poolreaktsioonide redokspotentsiaalid. Nernsti võrrand - kajastab nullvoolupotentsiaali sõltuvust reagentide kontsentratsioonidest: E = E0 – RT/nF ln Q kus Q on reaktsioonijagatis: Q = saaduste kontsentratsioonid/lähteainete kontsentratsioonid Selle võrrandi abil saab arvutada elektroodi potentsiaali muudes kui standardtingimustes. Elektrolüüs – elektrokeemiline protsess, mida viiakse läbi välise elektrivoolu toimel. Korrosioon on metallide soovimatu oksüdeerumine. Kaitseks: kate
Ühendites on leelismetallidel o.a. I, leelismuldmetallidel II, alumiiniumil III, halogeenidel I. Polaarse kovalentse sidemega ühendis on elektronegatiivsemal elemendil negatiivne oksüdatsiooniaste. IV II -IV I CO2 CH4 Mittepolaarne kovalentne side ei anna seotud elementidele laengut. I -I -I I H-CC-H 52. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine, osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid). Redoksreaktsioonide tasakaalustamise põhimõte: liidetud ja loovutatud elektronide arvud on võrdsed. oksüdeerija ja redutseerija määratakse oksüdatsiooniastme muutuse järgi. 1. Määra kõigi elementide o.a. 2. Kirjuta välja elektronvõrrandid nende elementide kohta, mille o.a muutus (arvestades indekseid). 3. Korruta elektronvõrrandeid selliste arvudega, et liidetud ja loovutatud elektronide arvud saaksid võrdseteks
Oksüdatsiooniaste (o.a) näitab iooni laengu suurust keemilises ühendis (liitaines), eeldusel, et see aine koosneb ioonidest. Lihtainete oksüdatsiooniaste on 0. Liitainetes on kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa 0. O-a märgime rooma numbriga elemendi kohale, kui negatiivne, siis ette -. Tähtsamad o-a: H, Na, K, Ag- I; O -II; Al III. Mõndadel on o-a muutuv. 53. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine, osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid). Oksüdeerijad: hapnik, kloor, ühenditest vesinikperoksiid, lämmastikhape (nitraadid). Üldiselt tegemist ühenditega, milles mõne elemendi o-a on tavalisest kõrgem. Redutseerijad: kaltsium, magneesium, jt metallid, süsinik, vesinik jt. Tasakaalustamine põhineb laengu jäävuse seadusel, st liidetud ja loovutatud elektronide arvud peavad olema võrdsed. Nt: KOH+Cl₂→KCl+KClO₃
annaabi.ee 
