6.3 Nernst-likningen og cellepotensial | Kjemi 2

Standard elektrodepotensial

Standard elektrodepotensial (E°) måler tendensen til en halvreaksjon å foregå som reduksjon.

Standard hydrogeneelektroden (SHE)

Referansepunktet for alle elektrodepotensial:
$2\text{H}^+(aq, 1\text{ M}) + 2e^- \rightarrow \text{H}_2(g, 1\text{ atm})$

E° = 0,00 V (per definisjon)

Måling av E°

Et metalls E° måles mot SHE under standardbetingelser:
- Temperatur: 25°C (298 K)
- Konsentrasjon: 1 M
- Trykk: 1 atm (for gasser)

Tolkning av E°

- Positivt E°: God oksidasjonsmiddel (vil reduseres)
- Negativt E°: God reduksjonsmiddel (vil oksideres)

Eksempel:
- E°(Au³⁺/Au) = +1,50 V → Gull reduseres lett
- E°(Li⁺/Li) = -3,04 V → Litium oksideres lett

Spenningsrekken

Spenningsrekken rangerer metaller etter deres evne til å oksideres.

Standard elektrodepotensial (utvalg)

Halvreaksjon	E° (V)
Li⁺ + e⁻ → Li	-3,04
K⁺ + e⁻ → K	-2,93
Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca	-2,87
Na⁺ + e⁻ → Na	-2,71
Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg	-2,37
Al³⁺ + 3e⁻ → Al	-1,66
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	-0,76
Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe	-0,44
Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni	-0,26
Sn²⁺ + 2e⁻ → Sn	-0,14
Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb	-0,13
2H⁺ + 2e⁻ → H₂	0,00
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0,34
Ag⁺ + e⁻ → Ag	+0,80
Pt²⁺ + 2e⁻ → Pt	+1,18
Au³⁺ + 3e⁻ → Au	+1,50

Uedelt metall

Metaller med E° < 0 kalles uedelt (oksideres lett).
Metaller med E° > 0 kalles edelt (oksideres vanskelig).

Forutsi reaksjoner med spenningsrekken

Regel 1: Spontane reaksjoner

En redoksreaksjon er spontan når:
$E°_{celle} = E°_{katode} - E°_{anode} > 0$

Et metall høyere i rekken kan redusere ioner av metaller lavere i rekken.

Regel 2: Metaller og syrer

Metaller med E° < 0 (over H₂) kan reagere med syrer:
$\text{Metall} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Metall}^{n+} + \text{H}_2$

Eksempel: Zn reagerer med HCl:
$\text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2$

Men: Cu reagerer IKKE med HCl (E° > 0)

Regel 3: Oksiderende syrer

Edelmetaller kan løses i oksiderende syrer:
- HNO₃ (salpetersyre) - oksiderer med NO₃⁻
- Kongelsvann (HCl + HNO₃) - løser gull og platina

✏️Eksempel 1: Forutsi reaksjoner

Bruk spenningsrekken til å avgjøre om følgende reaksjoner vil skje spontant:

a) Zn(s) + CuSO₄(aq) → ?
b) Cu(s) + ZnSO₄(aq) → ?
c) Fe(s) + HCl(aq) → ?
d) Cu(s) + HCl(aq) → ?

Løsning:

a) Zn + CuSO₄:
- Zn: E° = -0,76 V (oksideres)
- Cu²⁺: E° = +0,34 V (reduseres)
- E°celle = 0,34 - (-0,76) = +1,10 V > 0
- JA, spontan reaksjon
- Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

b) Cu + ZnSO₄:
- For at Cu skulle oksideres: E°celle = -0,76 - (+0,34) = -1,10 V < 0
- NEI, ikke spontan

c) Fe + HCl:
- Fe: E° = -0,44 V < 0 (over H₂)
- JA, Fe løses i syre
- Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

d) Cu + HCl:
- Cu: E° = +0,34 V > 0 (under H₂)
- NEI, Cu løses ikke i HCl