matematikk.net

Hei, trenger hjelp med en oppgave: Undersøk om vi får noen reaksjon om vi legger:
a) en bit nikkel i en løsning av sølvnitrat
b) en bit aliminium i en løsning av kalsiumklorid
c) en bit bly i en løsning av kaliumnitrat
d) en bit natrium i vann
e) en bit tinn i en løsning av natriumnitrat

Skjønner ikke hva man må tenke her, er det en regel som sier noe om vi får en reaksjon???

Jepp, det gjør man ved å betrakte standard reduksjonspotensialer i spenningsrekka,cellepotensialet og hvilke form (oksidert/redusert) reaktanene er på.

F.eks.

a)
Vi har en bit nikkel [tex]Ni[/tex] som vi plasserer i en løsning av [tex]AgNO_3\rightarrow Ag^++NO_3^-[/tex]

Skriv ned halvreaksjonene fra spenningsrekken

[tex]Ag^+(aq)+e^-===>Ag(s)\,\,\,\,\,\,\,\,E^0=0.80V[/tex]
[tex]Ni^{2+}(aq)+2e^-===>Ni(s)\,\,\,\,\,\,E^0=-0.26V[/tex]

Ettersom Nikkel er på redusert form og sølv på oksidert form får vi at

Oksidasjon; [tex]Ni(s)===>Ni^{2+}(aq)+2e^-\,\,\,\,\,\,\,\,E^0=-(-0.26V)=+0.26V[/tex]
Reduksjon; [tex]Ag^+(aq)+e^-===>Ag(s)\,\,\,\,\,\,\,\,E^0=0.80V[/tex]

Total reaksjon [tex]Ni(s)+2Ag^+=======>> Ni^{2+}(aq)+2Ag(s)[/tex]

Hvor cellepotensialet blir [tex]E^0_{celle}=0.80V+0.26V=1.06V[/tex] Dvs spontan, og reaksjon

Drezky wrote:Jepp, det gjør man ved å betrakte standard reduksjonspotensialer i spenningsrekka,cellepotensialet og hvilke form (oksidert/redusert) reaktanene er på.

Men, hvordan skal jeg bruke det til å finne hvilket reaksjon som går. Føler alle reaksjonene i oppgaven skal gå. F.eks på b trodde jeg at aluminium kunne gå med klor, der al blir oksidert mens Cl redusert, men dette er altså feil. Skjønner ikke det her, kan du forklare dette litt grundigere???

Drezky wrote:Jepp, det gjør man ved å betrakte standard reduksjonspotensialer i spenningsrekka,cellepotensialet og hvilke form (oksidert/redusert) reaktanene er på.

F.eks.

a)
Vi har en bit nikkel [tex]Ni[/tex] som vi plasserer i en løsning av [tex]AgNO_3\rightarrow Ag^++NO_3^-[/tex]

Skriv ned halvreaksjonene fra spenningsrekken

[tex]Ag^+(aq)+e^-===>Ag(s)\,\,\,\,\,\,\,\,E^0=0.80V[/tex]
[tex]Ni^{2+}(aq)+2e^-===>Ni(s)\,\,\,\,\,\,E^0=-0.26V[/tex]

Ettersom Nikkel er på redusert form og sølv på oksidert form får vi at

Oksidasjon; [tex]Ni(s)===>Ni^{2+}(aq)+2e^-\,\,\,\,\,\,\,\,E^0=-(-0.26V)=+0.26V[/tex]
Reduksjon; [tex]Ag^+(aq)+e^-===>Ag(s)\,\,\,\,\,\,\,\,E^0=0.80V[/tex]

Total reaksjon [tex]Ni(s)+2Ag^+=======>> Ni^{2+}(aq)+2Ag(s)[/tex]

Hvor cellepotensialet blir [tex]E^0_{celle}=0.80V+0.26V=1.06V[/tex] Dvs spontan, og reaksjon

Men blir det ikke akuratt det samme for oppg b også?? Altså at al blir oksidert, mens cl redusert? Der spenningen blir -(-1.66)+ 1.36= 3,02v. Så hvorfor går f.eks ikke denne reaksjonen, mens reaksjonen i a går??
Al---> Al^3+ 3s
Cl2+2e---> 2cl

I To stoffer vil reagere med hverandre i en redoksreaksjon ved disse tilfellene.
1. Den ene stoffen står på oksidert form, og den andre på redusert form
2. Den oksiderte formen står over den reduserte formen.


Eks: b)

Al(s) i en $CaCl_2{aq}$

Al står på redusert form fordi:

$Al \rightarrow Al^{3+} + 3e-$

Så da må vi finne den oksiderte delen

$CaCl_2 \rightarrow Ca^{2+} + Cl^-$

Ergo er $Ca^{2+}$ oksidert form.

Her er den oksiderte formen under den reduserte formen(Se i speningstabbel) -> ingen reaksjon

Kan også vises med spenning.

$E_{cell}= -2.87V-(-1.66V), E<0$

Kjemikern wrote:I To stoffer vil reagere med hverandre i en redoksreaksjon ved disse tilfellene.
1. Den ene stoffen står på oksidert form, og den andre på redusert form
2. Den oksiderte formen står over den reduserte formen.


Eks: b)

Al(s) i en $CaCl_2{aq}$

Al står på redusert form fordi:

$Al \rightarrow Al^{3+} + 3e-$

Så da må vi finne den oksiderte delen

$CaCl_2 \rightarrow Ca^{2+} + Cl^-$

Ergo er $Ca^{2+}$ oksidert form.

Her er den oksiderte formen under den reduserte formen(Se i speningstabbel) -> ingen reaksjon

Kan også vises med spenning.

$E_{cell}= -2.87V-(-1.66V), E<0$

Hvorfor omtaler du Al som den reduserte å ikke cl ettersom den ligger høyst oppe i spenningsrekken??

Ligger ikke den oksidererte formen alltid under den reduserte da??

Gjest wrote:

Kjemikern wrote:I To stoffer vil reagere med hverandre i en redoksreaksjon ved disse tilfellene.
1. Den ene stoffen står på oksidert form, og den andre på redusert form
2. Den oksiderte formen står over den reduserte formen.


Eks: b)

Al(s) i en $CaCl_2{aq}$

Al står på redusert form fordi:

$Al \rightarrow Al^{3+} + 3e-$

Så da må vi finne den oksiderte delen

$CaCl_2 \rightarrow Ca^{2+} + Cl^-$

Ergo er $Ca^{2+}$ oksidert form.

Her er den oksiderte formen under den reduserte formen(Se i speningstabbel) -> ingen reaksjon

Kan også vises med spenning.

$E_{cell}= -2.87V-(-1.66V), E<0$

Hvorfor omtaler du Al som den reduserte å ikke cl ettersom den ligger høyst oppe i spenningsrekken??

Cl er også på redusert form, men du ønsker jo se om du aluminium vil reagere med det. Vil to reduserte stoffer reagere med hverandre?

Gjest wrote:Ligger ikke den oksidererte formen alltid under den reduserte da??

Nei, se over!

Tusen takk til dere begge, jeg tror jeg skjønner...