REDOKSRAVNOTEE Kiselinskobazne reakcije H odaje kiselina para k

REDOKS-RAVNOTEŽE Kiselinsko-bazne reakcije: • H+ odaje kiselina para k 1/b 1 + prima baza para k /b H 2 2 • • k 1 b 1 + n 1 H+ • b 2 + n 2 H+ k 2 • n 2 k 1 + n 1 b 2 n 1 k 2 + n 2 b 1 Redoks-reakcije: • e- odaje red. para oks 1/red 1 • e- prima oks. para oks 2/red 2 • red 1 oks 1 + n 1 e • oks 2 + n 2 e- red 2 • broj predatih i primljenih elektrona isti (n 1 n 2) n 2 red 1 + n 1 oks 2 n 1 red 2 + n 2 oks 1

Oksidacija: Zn(č) Zn 2+ + 2 eˉ Redukcija: Cu 2+ + 2 eˉ Cu(č) Sumarna reakcija: Zn(č) + Cu 2+ Cu(č) + Zn 2+ red 1 + oks 2 red 2 + oks 1 Ø Procesi oksidacije i redukcije ne mogu da teku izolovano

Redoks-procesi: Hemijski ili elektrohemijski Elektrohemija: ü hemijske promene izazvane el. strujom ü dobijanje struje pomoću hemijskih reakcija Elektrohemijske ćelije: elektrolitičke galvanske

Zn Cu 2+ Zn 2+ Cu SO 42ˉ Oksidacija (anoda): Redukcija (katoda): Zn → Zn 2+ + 2 eˉ Cu 2+ + 2 eˉ→ Cu

Sastavljanje redoks-jednačina: Metoda oksidacionog broja: Broj razmenjenih eˉ određuje se na osnovu promene oksidacionog broja elemenata učesnika redoks-reakcije Elektronsko-jonska metoda: Sastavljanje parcijalnih jednačina procesa oksidacije i redukcije onako kako se oni zaista odvijaju

Primeri: Primenom metode oksidacionog broja i elektronsko-jonske metode sastaviti jednačinu oksidacije mangana(II) bizmutatom u kiseloj sredini. Sastaviti jednačinu oksidacije nitratnom (azotnom) kiselinom: a) Cu. S b) As 2 S 3.

Oksidaciona i redukciona sredstva se razlikuju po svojoj jačini Veća sklonost odavanja eˉ jače redukciono sredstvo oks 1 jako oksidaciono red 1 slabo redukciono sredstvo Jačina zavisi od elektrodnog potencijala redoks-para Elektrodni potencijal se teorijski izračunava pomoću Nernst-ove jednačine

E 0 = konstanta za svaki redoks-par R = univerzalna gasna konstanta T = apsolutna temperatura F = naelektrisanje mola elektrona n = broj razmenjenih elektrona Na 298 K (25ºC) E 0 = standardni redoks potencijal (SRP) Za a = 1 E = E 0

Ø E 0 se ne može teorijski izračunavati niti se može odrediti njegova apsolutna vrednost Ø Moguće je meriti EMS (razliku elektrodnih potencijala u galvanskom elementu) Nula potencijala = potencijal standardne vodonične elektrode 2 H 3 O+ + 2 e H 2(g) + 2 H 2 O a(H+) = 1; a(H 2) = p(H 2) = 101, 3 k. Pa; T = 298 K

- Za određivanje SRP i druge elektrode čiji je E u odnosu na SVE poznat -SRP određeni za mnoge redoks-parove Tablice Takođe važno: Ø a = const npr. za Zn 2+/Zn Ø Ako p nije veliko: npr. za Cl 2/2 Cl‾

Standardni redoks-potencijali u vodenom rastvoru na 25ºC

Redoks-procesi E < E 0 �aoks < ared E = E 0 �aoks = ared E > E 0 �aoks > ared Za malo I Kiselinsko-bazni procesi p. H < p. Kka �ab < ak p. H = p. Kka �ab = ak p. H > p. Kka �ab > ak

Mnogi redoks-parovi su istovremeno i kiselinsko-bazni parovi Mn. O 4ˉ + 8 H 3 O+ + 5 e �Mn 2+ + 12 H 2 O Oks + m. H 3 O+ + ne �Red + p. H 2 O

Izračunavanje ravnotežnih konstanti redoks-procesa Red 1 + Ox 2 � Ox 1 + Red 2

E 20 > E 10 log. Ka > 0 Ka > 1 Ravnoteža pomerena udesno E 20 < E 10 log. Ka < 0 Ka < 1 Ravnoteža pomerena ulevo -Potenciostatski puferi - Redoks-indikatori Realni (formalni) redukcioni potencijal (uticaj sporednih reakcija, I. . . ) – eksperimentalno određivanje