6.3 Nernst-likningen og cellepotensial | Kjemi 2

Standard elektrodepotensial

Standard elektrodepotensial (E°) måler tendensen til ein halvreaksjon å gå føre seg 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°

E° til eit metall blir målt mot SHE under standardvilkår:
- Temperatur: 25°C (298 K)
- Konsentrasjon: 1 M
- Trykk: 1 atm (for gassar)

Tolking av E°

- Positivt E°: Godt oksidasjonsmiddel (vil bli redusert)
- Negativt E°: Godt reduksjonsmiddel (vil bli oksidert)

Døme:
- E°(Au³⁺/Au) = +1,50 V → Gull blir lett redusert
- E°(Li⁺/Li) = -3,04 V → Litium blir lett oksidert

Spenningsrekkja

Spenningsrekkja rangerer metall etter evna deira til å bli oksiderte.

Standard elektrodepotensial (utval)

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

Metall med E° < 0 blir kalla uedelt (blir lett oksidert).
Metall med E° > 0 blir kalla edelt (blir vanskeleg oksidert).

Føreseie reaksjonar med spenningsrekkja

Regel 1: Spontane reaksjonar

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

Eit metall høgare i rekkja kan redusere ion av metall lågare i rekkja.

Regel 2: Metall og syrer

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

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

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

Regel 3: Oksiderande syrer

Edelmetall kan løysast i oksiderande syrer:
- HNO₃ (salpetersyre) - oksiderer med NO₃⁻
- Kongevatn (HCl + HNO₃) - løyser gull og platina

✏️Døme 1: Føreseie reaksjonar

Bruk spenningsrekkja til å avgjere om følgjande reaksjonar vil skje spontant:

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

Løysing:

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

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

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

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