6.3 Nernst-likningen og cellepotensial | Kjemi 2

En rangstige blant metallene

Hvorfor ruster jern, mens gull ligger blankt i tusen år? Hvorfor bobler det når du legger sink i syre, men ingenting skjer med kobber? Svaret ligger i en rangering av metaller etter hvor villig de er til å gi fra seg elektroner. Verktøyet vi bruker, er standard elektrodepotensial, $E°$ , som måler tendensen til en halvreaksjon å foregå som reduksjon.

Men et potensial må måles mot noe. Referansepunktet er standard hydrogenelektrode (SHE), som per definisjon har $E° = 0{,}00$ V: $2\text{H}^+(aq, 1\text{ M}) + 2e^- \rightarrow \text{H}_2(g, 1\text{ atm})$ . Alle andre potensialer måles mot denne, under standardbetingelser (25 °C, 1 M, 1 atm). Tolkningen er enkel: et positivt $E°$ betyr et godt oksidasjonsmiddel som lett reduseres -- gull har $E° = +1{,}50$ V og reduseres villig. Et negativt $E°$ betyr et godt reduksjonsmiddel som lett oksideres -- litium har $E° = -3{,}04$ V og oksideres svært lett.

Edelt og uedelt

Når vi ordner metallene etter $E°$ , får vi spenningsrekken. Øverst ligger de svært reaktive metallene med sterkt negative verdier: litium ( $-3{,}04$ V), kalium ( $-2{,}93$ V), kalsium ( $-2{,}87$ V), natrium ( $-2{,}71$ V), magnesium ( $-2{,}37$ V) og aluminium ( $-1{,}66$ V). Lenger ned kommer sink ( $-0{,}76$ V), jern ( $-0{,}44$ V), nikkel ( $-0{,}26$ V) og bly ( $-0{,}13$ V). Midt i rekken sitter hydrogen med sin definerte $0{,}00$ V. Under der ligger de edle: kobber ( $+0{,}34$ V), sølv ( $+0{,}80$ V), platina ( $+1{,}18$ V) og gull ( $+1{,}50$ V).

Dette gir oss en nyttig inndeling. Metaller med $E° < 0$ kalles uedle -- de oksideres lett og er reaktive. Metaller med $E° > 0$ kalles edle -- de oksideres vanskelig og motstår korrosjon. Det er nettopp derfor gull og platina brukes i smykker og elektronikk: de holder seg blanke. Jern, derimot, ligger lavt og ruster villig. Posisjonen i rekken forteller deg altså med en gang hvor reaktivt et metall er.

Å forutsi hva som vil skje

Den virkelige kraften i spenningsrekken er at den lar oss forutsi reaksjoner. Regel én: en redoksreaksjon er spontan når $E°_{celle} = E°_{katode} - E°_{anode} > 0$ . Praktisk betyr det at et metall høyere i rekken kan redusere ioner av et metall lavere i rekken. Sjekk $\text{Zn} + \text{CuSO}_4$ : sink ( $-0{,}76$ V) oksideres, Cu²⁺ ( $+0{,}34$ V) reduseres, så $E°_{celle} = 0{,}34 - (-0{,}76) = +1{,}10$ V. Positivt -- altså spontant; sink fortrenger kobber. Det omvendte, $\text{Cu} + \text{ZnSO}_4$ , gir $-1{,}10$ V og skjer ikke.

Regel to gjelder metaller og syrer: metaller med $E° < 0$ , altså de som står over hydrogen i rekken, reagerer med vanlige syrer og frigjør hydrogengass. Sink reagerer derfor med saltsyre: $\text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2$ . Men kobber, med $E° > 0$ , reagerer ikke med HCl. Regel tre er unntaket: edle metaller kan likevel løses i oksiderende syrer. Salpetersyre (HNO₃) oksiderer via nitrat, og kongevann (en blanding av HCl og HNO₃) kan til og med løse gull og platina. Slik blir spenningsrekken et kart over hvilke kjemiske reaksjoner som går av seg selv -- og hvilke som ikke gjør det.

Oppsummering

Vi har sett at standard elektrodepotensial $E°$ måler hvor lett en halvreaksjon går som reduksjon, målt mot standard hydrogenelektrode (som per definisjon er 0,00 V). Positivt $E°$ betyr godt oksidasjonsmiddel, negativt $E°$ godt reduksjonsmiddel.

Når metallene ordnes etter $E°$ , får vi spenningsrekken, der uedle metaller ( $E° < 0$ ) oksideres lett og edle ( $E° > 0$ ) motstår oksidasjon. Rekken lar oss forutsi reaksjoner: en reaksjon er spontan når $E°_{celle} > 0$ , og et metall høyere i rekken fortrenger ioner av et metall lavere nede. Metaller med $E° < 0$ løses i vanlige syrer under utvikling av hydrogengass, mens edle metaller bare løses i oksiderende syrer som HNO₃ eller kongevann. Slik blir spenningsrekken et kart over metallenes kjemi.