Anorgaaniline Keemia/Redoksreaktsioonid

Allikas: Vikiõpikud
Jump to navigation Jump to search
Tina struktuurid, mis tekkisid tsingi pinnal redoksreaktsiooni tulemusena tinakloriidiga.

Redoksreaktsioon on reaktsioon, mis toimub elektronide ülekande kaudu ühelt osakeselt teisele. Elektronide liitmist nimetatakse reduktsiooniks ja loobumist oksüdatsiooniks. Osake, mis annab ära elektrone on redutseerija ja osake mis võtab endale elektrone on oksüdeerija. Oksüdatsioon seejärel vastab elemendi oksüdatsiooniastme kasvule ja redutseerimine vastab oksüdatsiooniastme vähenemisele[1].

Redoksreaktsioon võib olla väljendatud kahe redutseerimise poolreaktsiooniga. Näiteks:

Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+ (aq) + H2(g)

2H+ (aq) + 2e → H2(g)

Zn2+(aq) + 2e → Zn(s)

Oksüdeeritud ja redutseeritud osakesed poolreaktsioonis koostavad redokspaari. Redokspaaris kirjutatakse oksüdeeritud vorm enne redutseeritud vormi, näiteks, H+ /H2 and Zn2+/Zn. [1]

Standardpotentsiaal[muuda]

Reaktsiooni spontaansuse termodünaamiline kriteerium on negatiivne Gibbsi energia muut, ΔrG, konstantse temperatuuri ja rõhu juures. Tavaliselt kasutatakse reaktsiooni standartset Gibbsi energiat (standardsete tingimuste juures), ΔrG°. See suurus on seotud tasakaalukonstandiga K:

ΔrG°= −RT·ln(K)

Kuna summaarne keemiline reaktsioon on kahe poolreaktsioonide vahe, reaktsiooni standardne Gibbsi energia on kahe pool-reaktsioonide Gibbsi energiate vahe. Vesiniku ioonide redutseerimise reaktsioon on valitud reaktsiooniks, mille ΔrG° = 0 kõikide temperatuuride juures.

Reaktsiooni standardne Gibbsi energia võib olla mõõdetud galvaanilise raku abil, mis on elektrokeemiline rakk, kus keemilist reaktsiooni on kasutatud elektrilise pinge genereerimiseks. Katood on elektrood, kus toimub redutseerimine, anoodil – oksüdeerimine [1].

Standardsed tingimused elektrokeemilise raku jaoks:[2]

  • Ühikaktiivsus iga komponendi jaoks;
  • Iga gaasilise komponendi rõhk on 105 Pa
  • Tahke komponent on oma standardolekus
  • Temperatuur on 298 K

Kui elektrokeemiline rakk, koostatud vesinikelektroodist ja uuritavast elektroodist on standardsete tingimuste all, siis antud rakupotentsiaalide vahet nimetatakse elektroodi standardpotentsiaaliks[3]. Selle väärtust võib teisendada reaktsiooni Gibbsi energiaks:

ΔrG = −nFE,

kus n on elektronide ülemineku stöhhiomeetriline koefitsient ja F on Faraday konstant (F = 96485 C/mol).  

Paari H+/H2 standardne potentsiaal on null (E°(H+ /H2) = 0 V) iga temperatuuri juures.  

Näiteks, reaktsiooni Zn2+(l) + 2e → Zn(t) jaoks E°(Zn2+, Zn) = −0,76 V.

Ecell° tsingi ja vesiniku summaarse reaktsiooni 2H+(l) + Zn(t) → Zn2+(l) + H2(g) jaoks on kahe redutseerimisreaktsiooni standardsete potentsiaalide vahe Ecell° = E°(H+,H2) − E°(Zn2+, Zn) = 0 V − (−0,76 V) = +0,76 V.

Reaktsioon on soodne (K > 1), kui vastava raku standardne potentsiaal on positiivne.

Tsingil, näiteks on termodünaamiline tendents redutseerida H+ ioone standardsete tingimuste all[1].

Faktorid, mis mõjutavad standardse potentsiaali väärtust[muuda]

Üldine metalli Mz+ redutseerimise poolreaktsioon Mz+(l) + ze → M(t) võib olla esitatud kui toimiv kolmel etapil:

  1. Mz+(l) → Mz+(g) dehüdratatsioon/hüdratatsioon (ΔhG ≈ ΔhH)
  2. Mz+(g) → M(g) ionisatsioon (ΔiG ≈ −Σ(IE))
  3. Me(g) → Me(t) sublimatsioon/atomisatsioon (ΔsG ≈ −ΔsH)

Antud termodünaamiline tsükkel on lihtsustatud reaktsiooni entroopia ignoreerimisega [2]. Poolreaktsiooni Gibbsi vabaenergia muut võib olla väljendatud kui kolme etappide vabaenergia muutude summana ja standardne potentsiaal on väljendatud:  

E° = ΔG°/(zF) = (ΔhH − Σ(IE) − ΔsH)/(zF)  

Cs+/Cs ja Li+/Li paar[muuda]

Standardse potentsiaali väärtuste muutus perioodilisustabeli esimeses rühmas tundub vastupidine sellele, mida võiks oodata elektronegatiivsuse väärtustest. Tseesiumil Cs+/Cs (χ = 0,79, E° = 2,94 V) on vähem negatiivne standardpotentsiaal kui liitiumil Li+/Li (χ = 0,98, E° = −3,04 V), vaatamata sellele, et liitiumil on kõrgem elektronegatiivsus. Liitiumi sublimatsiooni entalpia (ΔsH = 171 kJ/mol) ja ionisatsioonienergia (IE = 526 kJ/mol) on kõrgemad kui Cs (ΔsH = 79 kJ/mol, IE = 382 kJ/mol) ja eraldi see viiks rohkem negatiivsele standardpotentsiaalile, kuna iooni moodustamine on vähem soodne. Aga Li-ioonil on tunduvalt negatiivsem hüdratatsiooni energia (ΔhH(Li) = −520 kJ/mol vs ΔhH(Cs) = −264 kJ/mol) selle väikesma raadiuse tõttu (r(Li+) = 90 pm vs r(Cs+) = 181 pm), mis põhjustab tugevaid elektrostaatilisi interaktsioone vee molekulidega. Soodne Li hüdratatsiooni entalpia kaalub üle suurused, mis on seotud Li+ muudustamisega ja viib negatiivsemale standardse potentsiaalile[1].

Na+/Na ja Ag+/Ag paar[muuda]

Na (E°(Na+/Na) = −2,71 V) ja Ag (E°(Ag+/Ag) = +0,80 V) puhul on vastupidi, suuremat rolli mängivad teised suurused. Ioonide 6-koordinatiivsed raadiused on väga sarnased (r(Na) = 102 pm ja r(Ag) = 115 pm) ja järelikult ioonide hüdratatsiooni entalpia väärtused on ka sarnased (ΔhH(Na) = −406 kJ/mol and ΔhH(Ag) = −468 kJ/mol). Aga palju kõrgema sublimatsiooni entalpia (ΔsH(Na) = 109 kJ/mol vs ΔsH(Ag) = 284 kJ/mol) ja ionisatsioonienergia (IE(Na) = 502 kJ/mol vs IE(Ag) = 735 kJ/mol) tõttu on hõbeda standardpotentsiaal on positiivsem [1]. Kõrgemad väärtused on põhjustatud 4d elektronide kehvast varjestamisvõimest.

Nernsti võrrand[muuda]

Selleks, et hinnata mis suunas toimub reaktsiooni antud tingimustel, on vajalik teada Gibbsi vabaenergia märki ja (+-) ja väärtus. Seda on võimalik leida läbi võrrandi:

ΔrG = ΔrG° + RT·ln(Q),

kus Q on reaktsiooni quotient:

aOxA + bRedBa’RedA + b’OxB

Q = [RedA]a[OxB]b/[OxA]a[RedB]b

Tasakaalu olekus Q = K. Suuruseid nurksuludes on interpreteeritud kui molaarsed kontsentratsioonid. Gaasi faasis reaktsioonidele on molaarsed kontsentratsioonid asendatud osarõhkudega. Võttes arvesse, et

Ecell = −ΔrG/nF ja Erakk° = −ΔrG°/nF

tuletatakse Nernsti võrrandi:

Erakk = Erakk° − RT/nF·ln(Q)

Reaktsioon on spontaanne, kui antud tingimuste all Erakk > 0, mis vastab ΔrG < 0.

Tasakaaluolekus Erakk = 0 ja Q = K, saadakse temperatuursõltuvust

ln(K) = nF/RT·Erakk°[1]

pH mõju[muuda]

Paljude reaktsioonide jaoks vee lahuses elektroonne potentsiaal muutub pH muutusega, sest redoks paari redutseeritud osakesed tavaliselt on palju tugevamad Brønstedi alused, kui oksüdeeritud osakesed. Kui redoks paaril toimub  ne electronide ja nH protoonide üleminek
Ox + nee- + nHH+ → RedHnH Q=[RedHnH]/([Ox][H+]H+) ja

E = E°- (RT/neF) * ln([RedHH]/[Ox][H+]nH) = E°- (RT/neF) * ln([RedHH]/[Ox]) + nHRT ln([H+])/neF

Kui kasutada ln[H+] = ln 10 log[H+], pH = -log[H+] ja defineerida E’ kui
E’= E°- (RT/neF) * ln([RedHH]/[Ox]),

elektroodi potentsiaali võib väljendada
E=E’- (nHRT*ln10/neF)*pH

25°C juures
E=E’- ((0,059V)nH/neF)*pH[1]

Potentsiaal kahaneb pH kasvuga.

Latimeri diagramm[muuda]

Latimeri diagrammil (reduktsiooni potentsiaalne diagramm) on elemendi erinevad oksüdatsiooni vormid kirjutatud ühel real, kõige rohkem oksüdeeritud vorm on kirjutatud vasakul ja osakesed paremale on antud kasvava oksüdatsiooni astme järjekorras. Naaber vormid on ühendatud noolega, mis näitab redutseeritud vormi suunas. Noole kohal on kirjutatud paari standardse potentsiaali arvuline väärtus voltides[1].

Näiteks, kloori Latimeri diagramm happelises keskkonnas on järgmine:

Latimer - chlorine.jpg

Kuna paljud pool-reaktsioonid sisaldavad H+ või OH- ioone ja potentsiaal varieerub pHga, siis Latimeri diagramme võib kasutada ainult fikseeritud pH väärtuste jaoks (tavaliselt diagramme antakse pH=0 ja pH=14 juures).
Selleks, et leida standardse potentsiaali paarile, mis koosneb mitte naaber-osakestest (mis on kahe teiste paaride kombinatsioon) tuleb summerida pool-reaktsioonide Gibbsi vaba energiaid, mitte potentsiaale.
ΔGa+b= ΔGa + ΔGb
-nFEa+b= -naFEa–nbFEb, E°a+b=(naa+nbb)/(na+nb)[1]

Näide. Et leida  HClO2/Cl2 paari E° väärtus happelises keskkonnas, tuleb kasutada järgmisi pool-reaktsioone HClO2+2e-→HClO (E°=+1,7) ja HClO+e-→1/2Cl2 (E°=+1,6). Nende summa on antud paari pool-reaktsioon ja E°=2*1,7+1,6/(1+2)=1,7

Osakestel on tendents disproportsioneerumiseks kaheks naabriteks kui Latimeri diagrammil potentsiaal paremal on kõrgem kui vasakul[1].

Näide. Termodünaamiliselt ainel HClO2 on tendents disproportsioneeruda aineteks HClO ja ClO2


Frosti diagramm[muuda]

Frost diagram for manganese

Elemendi Frosti diagramm (oksüdatsiooni astme diagramm) on graafik, mille ühel teljel  on X(N)/X(0) paari volt-ekvivalent, nE°, (või ΔG° kuna ΔG°/F=nE°) ja teisel on oksüdatsiooni aste, N. See diagramm näitab kuidas erinevate oksüdatsiooni vormide formeerumisel Gibbsi energiad varieeruvad oksüdatsiooni astmega[1].

Diagrammi ehitamine[muuda]

Punkt (0,0) vastab elemendile 0-oksüdatsiooni astmes. Selleks, et ehitada teisi punkte, iga oksüdatsiooni astme jaoks tuleb võtta E° väärtus paarile Xn+/X0, kus redutseeritud vorm on 0-oksüdatsiooni astmes, ja korrutada oksüdeeritud vormi oksüdatsiooni astmega[3]

Näide. Volt-ekvivalent väärtus, n, Mn2+ jaoks on 2, Mn2O jaoks on 4. 

Frosti diagrammi omadused:[muuda]

  • 1. Kõige stabiilsem elemendi oksüdatsiooni aste vastab osakesele, mis asub kõige madalamal Frosti diagrammil.
Näide. Mn2+ on kõige stabiilsem mangaani oksüdatsiooni aste happelises keskkonnas.
  • 2. Kahe punkti ühendava liini kallak (tg α) on võrdne paari standardse potentsiaaliga, mida järsem liin, seda kõrgem potentsiaal.
  • 3. Oksüdeerija paarist rohkem positiivse kallakuga allub redutseerimisele.
  • 4. Redutseerija paarist vähema positiivse kallakuga allub oksüdeerimisele.
Näide. H3MnO on ühendatud madalamate oksüdatsiooniastmete järsu kallaku joonega, mis näitab et see osake on hea oksüdeerija standardsetes tingimustess.
  • 5. Kui osakese punkt asub diagrammil kahte naaberosakest ühendava joone kohal, siis see osake on ebastabiilne disproportsioneerumise vastu.
Näide. Kuna Mn3+ asub Mn2+ ja MnO2 ühendava joone peal, siis see disproportsioneerub nendeks kaheks osakeseks läbi reaktsiooni 2Mn3+(aq)+2H2O(l) → Mn2+(aq) + MnO(s) + 4H+(aq)
  • 6. Kaks osakest alluvad komproportsioneerumisele vahepealseks osakeseks, mis asub neid kahte osakest ühendava joone all. Vahepealses osakeses antud juhul on madalam Gibbsi vabaenergia, kui naabrite keskmine energia ja komproportsioneerumine on termodünaamiliselt soodne[1].

Pourbaix' diagramm[muuda]

Raua lihtsustatud Pourbaix' diagramm

Pourbaix' diagramm (E-pH diagramm) on kaart potentsiaali ja pH tingimustest, mille juures osakesed on stabiilsed vees.
Horisontaalsed jooned eraldavad osakesi, mis on seotud ainult läbi elektronide ülekande (redoks reaktsioon), vertikaalne eraldab osakesi, mis on seotud läbi prootonite ülekande, ja kaldjooned eraldavad osakesi, mis on seotud nii elektronide, kui ka prootonite ülekande läbi.
Raua lihtsustatud Pourbaixi diagramm sisaldab järgmisi reaktsioone:
1) Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) E°= 0.77V
Reaktsioon ei sisalda H+ ioone ja selle potentsiaal on pHst sõltumatu, järelikult talle vastab horisontaalne joon, mis eraldab Fe3+ ja Fe2+ domineerimise piirkondi.. Kui keskkond sisaldab antud joonest kõrgema potentsiaaliga paari, siis oksüdeeritud osakesed Fe3+, on peamine raua vorm.
2) Fe3+(aq) + 3H2O(l) → Fe(OH)3(s) + 3H+ (aq)
See reaktsioon ei ole redoks reaktsioon ja ta ei ole tundlik elektrilise potentsiaali vastu oma keskkonnas. Ta on esindatud vertikaalse joonega diagrammil. Aga see piir sõltub pHst: madala pH juures domineerib Fe3+(aq), kõrgema pH juures peamised osakesed on Fe(OH)3(s).
3) Fe(OH)3(s) + 3H+(aq) + e-→ Fe2+(aq) + 3H2O(l)
Selle reaktsiooni jaoks on potentsiaali/pH kaldenurk võrdne nH/ne=-3[1].

Vee stabiilsuse ala[muuda]

Helesinised kaldjooned Pourbaixi diagrammil vastavad ülemisele ja alumisele vee termodünaamilise stabiilsuse ala piirdele. Need liinid on vastavalt O2/H2O ja H+/H2 paaride potentsiaalid.
Vesi võib käituda nagu oksüdeerijana, kui ise redutseerub vesinikuks, H2:
H2O(l) + e- →1/2H2(g) + OH- (aq)
Hüdroonium ioone redutseerimise jaoks vees
H+(aq) + e- →1/2H2(g)

iga pH juures ( ja H2 osarõhu 1 bar) Nernsti võrrand annab E=-0,059V pH
Vesi võib olla redutseerijana, kui ise oksüdeerub hapnikuks, O2:
2H2O(l) → O2(g) + 4 H+ (aq) + 4e-
Kui hapniku osarõhk on 1 bar, siis Nernsti võrrand annab  
E= 1.23V - 0.059V pH
Redutseerija, mis võib ruttu redutseerida vett vesinikuks, või oksüdeerija võimeline ruttu oksüdeerima vett hapnikuks ei saa eksisteerida veelahuses[1].

Ellinghami diagramm[muuda]

Ellinghami diagramm  on ΔrG° graafik vastu temperatuuri. Tema summeerib metalide oksiidide standardse Gibbsi energia temperatuursõltuvus. Antud diagrammi kasutatakse et leida temperatuuri, mille juures redutseerimine süsinikuga või süsinik monooksiidiga on spontaanne.

Selleks et saada negatiivse ΔrG° väärtuse süsiniku või süsiniku monooksiidiga metalli oksiide redutseerimise jaoks, ühel järgmistest reaktsioonidest:

a) C(s) + O2(g) → CO(g)

b) ½C(s) + ½O2(g) → ½CO2

c) CO(g) + ½O2(g) → CO2(g)

peab olema rohkem negatiivne ΔrG° kui reaktsioonil xM + ½O2 → MxO samade tingimuste juures.  

Ellinghami diagrammi ehitamise jaoks on kasutatud võrrandit:

ΔrG° = ΔrH° − TΔrS°

Millest tuleb välja, et joone kalde diagrammil peab olema võrdne vastava reaktsiooni ΔrS°

Ellinghami diagrammi kasutamine:  

  • Nende temperatuuride jaoks, mille juures C/CO-joon on metalli oksiidist madalam, süsinik võib olla kasutatud metalli oksiidi redutseerimiseks metalliks, ja ta ise oksüdeerub süsiniku monooksiidiks.
  • Nende temperatuuride jaoks mille juures C/CO2 -joon on metalli oksiidist madalam, süsinik võib redutseerida metalli oksiidi, aga ta ise oksüdeerub dioksiidiks.
  • Nende temperatuuride jaoks mille juures CO/CO2-joon on metalli oksiidist madalam, süsiniku monooksiid võib olla kasutatud metalli oksiidi redutseerimiseks, ja ta ise oksüdeerub süsiniku dioksiidiks[1].

References[muuda]

  1. 1,00 1,01 1,02 1,03 1,04 1,05 1,06 1,07 1,08 1,09 1,10 1,11 1,12 1,13 1,14 1,15 Atkins, P.W.; Overton, T.L.; Rourke, J.P.; Weller, M.T. (2010). Shriver and Atkins' Inorganic Chemistry. New York: Oxford University Press.
  2. Housecroft, C. E; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (4th ed.). Prentice Hall.
  3. 3,0 3,1 Третьяков, Ю.Д. (2004). Неорганическая химия. Москва: Академия, Т.1.