1. Електрохемија

2. Електрохемиски реакции
Електрохемиските реакции се специфичен тип на хемиски реакции во кои доаѓа до размена на електрони помеѓу реактантите.
Електрохемиските реакции се најголемата класа на хемиски реакции во природата.

3. Електрохемиските реакции се во суштина
оксидо-редукциски (редокс) реакции
-потсети се што беше оксидација, а што редукција!!!
Оксидација-процес на
испуштање на електрони
Редукција-процес на
примање на електрони
Запамти:-Таму каде има оксидација,
МОРА да има и РЕДУКЦИЈА!
Ако има супстанца што исушта електрони, МОРА да постои и друга супстанца што ќе ги прими тие електрони!!!
Едно без друго не оди!!!

4. испушта 2 електрони и си го зголемува оксидацискиот број 2+
Оксидација
супст. A
испушта 2 електрони и си го зголемува оксидацискиот број 2+
Супст. A Испушта електрони, се оксидира а e редукциско средство
Редукција
супст. B
прима 2 електрони и го намалува оксидацискиот број 2-
Супст. B прима електрони од А, се редуцира а e оскидациско средство

5. Оксидациски броеви и изедначување на оксидо-редукциски реакции
при редокс реакциите доаѓа до размена на електрони. Вкупнит број на примени и разменети електрони во текот на електрохемиската реакција МОРА да е идентичен.
За да знаеме кој реактант испуштил, а кој примил електрони, на почетокот треба да ги напишеме ОКСИДАЦИСКИТЕ Броеви на учесниците во реакцијата

6. Оксидација и редукција
Процесот на испуштање на електрони се нарекува ОКСИДАЦИЈА.
Во горната реакција, Цинкот губи 2 електрони и преминува од неутрален цинк во метален цинков катјон Zn2+ .

7. Оксидација и редукција
Процесот на ПРИМАЊЕ на Електрони се нарекува РЕДУКЦИЈА.
Во горната реакција, секој еден H+ јон прима електрони, при што со комбинација се добива гас H2.

8. Примена на редокс реакциите во пракса -Волтаични ќелии-
Кога една оксидо-редукциска реакција се одвива спонтано, доаѓа до трансфер на електрони и притоа се ослободува енергија.

9. Волтаични ќелии
Доколку можеме да ги спроведеме тие испуштени електрони (да ги насочиме преку спроводник), тогаш можеме да ги искористиме и од нив да добиеме корисна работа.
Еден ваков сет-уп се нарекува ВОЛТАИЧНА ЌЕЛИЈА.

10. Волтаични ќелии
Една волтаична ќелија е слична на оваа претставена на сликата.
Процесот на оксидација се случува на електрода наречена АНОДА.
Процесот на редукција се случува на ЕЛЕКТРОДА наречена КАТОДА.

11. Волтаични ќелии
Преминувањето на електрони од анодата спрема катодата ќе предизвика дисбаланс на вкупниот полнеж во садовите во кои се ставени електродите, така што преносот на електрони ќе запре. Имено, така ќе се наруши принципот на електронеутралност на растворите (овој принцип вика дека бројот на позитивни полнежи во еден систем МОРА да е еднаков на бројот на негативните полнежи)

12. Волтаични ќелии
Поради тоа се употребува т.н. Електролитен мост (обично е цевка со U-форма) што содржи растворена сол на некој електролит, чии јони го балансираат полнежот во садовите во кои се вронети електродите и во кои се случуваат реакциите на редукција и оксидација.
Катјоните од солта од електролитниот мост се движат спрема катодата
Додека анјоните се движат спрема анодата.

13. Волтаични ќелии
При вакви услови во ќелијата ќе дојде до испуштање на електрони од анодата (процес на оксидација), кои преку спроводник ќе бидат пренесени во катодата.
Откако електроните ќе ја напуштат анодата, на анодата од неутралните метални атоми се формираат метални катјони кои ќе се растворат во одделот во кој е вронета анодата.

14. Волтаични ќелии
Кога електроните испуштени од анодата ќе стигнат до катодата, тогаш катјоните присутни во растворот ќе бидат привлечени кон катодата, која сега има вишок негативен полнеж.
Овие електрони ќе бидат предадени на катјоните од растворот, при што катјонот се редуцира до неутрален метал кој се депонира на катодата.

15. Апликации 8H++MnO4-+ 5Fe+2 +5e- ® Mn+2 + 5Fe+3 +4H2O
Насоченото движење на електрони значи ПРОТОК НА ЕЛЕКТРИЧНА СТРУЈА.
8H++MnO4-+ 5Fe+2 +5e ® Mn+2 + 5Fe+3 +4H2O
Помага за раздвојување на редокс реакциите во полуреакции.
8H++MnO4-+5e- ® Mn+2 +4H2O
5(Fe+2 ® Fe+3 + e- )
Овие две поуреакции може да се одвиваат и кога реактантите се во еден раствор, но тогаш немаме добивање на корисна работа, но кога овие две реакции се сепарирани, тогаш се добива работа во форма на електрочна струја

16. Ако имаме поврзување на ваков начин, реакцијата ќе отпочне, НО,
Ќе запре веднаш бидејќи доаѓа до акумулација на полнеж и на дисбаланс на полнежите во садовите. e- e- e- e- e- H+
MnO4-
Fe+2

17. Галванска Ќелија H+ MnO4- Fe+2
Електролитниот мост овозможува значи проток на струја H+
MnO4-
Fe+2

18. Многу често, наместо електролитен мост
се употребува
Порозен диск H+
MnO4-
Fe+2

19. Електроните патуваат во затворен кругe- H+
MnO4-
Fe+2

20. Електромоторна сила (Еmf)
Водата спонтано тече само во една насока кога паѓа од водопад.
Слично, електроните спонтано течат само во една насока при редокс реакциите—од повисока кон пониска потенцијална енергија.

21. e- e- e- e- Анода Катода e- e- Редуцирачко средтсво
Оксидирачко средство
Запамти!!!: на анодата се одвива процес на ОКСИДАЦИЈА
на катодата се одвива процес на РЕДУКЦИЈА
Електроните секогаш течат од АНОДА спрема КАТОДА

22. Електромоторна сила(emf)
Разликата во потенцијалите помеѓу катодата и анодата се нарекува електромоторна сила (англиски electromotive force (emf).
Се нарекува уште и електроден потенцијал (cell potential)-Ecell.

23. Електроден потенцијал-
Ecell
Се мери во волти volts (V).
1 V = 1 J C
Ecell 
= Ered (cathode) − Ered (anode)

24. Електроден потенцијал
За процесот на оксидација во ова ќелија,
За редукција,
Ered = −0.76 V 
Ered = V 

25. Електродни потенцијали
Ecell  =
Ered
(катода) −
(анода)
= V − (−0.76 V)
= V

26. Оксиданси и редуценси
Најсилните оксидирачки средства имаат најпозитивни редукциски потенцијали.
Најсилните редукциски средства имаат најнегативни редукциски потенцијали

27. Оксидациски и редукциски средства
Колку е поголема потенцијалната разлика помеѓу оксидациското и редукциското средство, толку е поголема електромоторната сила на ќелијта.

28. H2 in Cathode Anode H+ Cl- Zn+2 SO4-2 1 M ZnSO4 1 M HCl 0.76
Електромоторната сила најчесто се мери во систем во
кој едната електрода по конвенција има стандарден
Електроден потенцијал со некоја пропишана вредност
0.76
H2 in
Cathode
Anode
H+ Cl-
Zn+2 SO4-2
1 M ZnSO4
1 M HCl

29. Стандардна водородна електрода
Е референтна електрода, служи за споредување на вредностите на измерените електродни потенцијали
Eº = 0-по конвенција!
º означува стандардна состојба на 25ºC, при притисок од 1 atm,
и 1 M раствор.
H2 in
H+ Cl-
1 M HCl

30. Стандардна водородна електрода
Вредностите на електродните потенцијали обично се изразуваат во однос на потенцијалот на стандардната водородна електрода (SHE).
По дефиниција, редукцискиот потенцијал на SHE 0 V:
2 H+ (aq, 1M) + 2 e−  H2 (g, 1 atm)

31. Електроден потенцијал
Zn(s) + Cu+2 (aq) ® Zn+2(aq) + Cu(s)
Вкупниот потенцијал во една ќелија е збир од електродните потенцијали на секоја електрода.
Eºcell = EºZn® Zn+2 + EºCu+2 ® Cu
Овие вредности обично ги земаме од табела.
Една од реакциите мора да биде обратна од тоа како е запишана во табелата, значи смени го знакот!
Ако ги знаеме вредностите на т.н. Стандардни електрони потенцијали на дадени полуреакции, можеме да предвидиме дали една редокс реакција ќе се случи-еве како на следниот слајд и од вежбите на табла!!!

32. Табела за стандардни редукциски потенцијали

33. Значење на Редукцискиот Потенцијал
Колку Eº е понегативен, толку:
Процесот на примање на електрони од страна на оксидациското средство е полесен
Полесно се одвива процесот на редукција
Примателот на електрони е подобро оксидирачко средство
Колку Eº е попопзитивен, тогаш:
Процесот на оддавање на електрони од страна на редукциското средство е полесен
Полесно се одвива процесот на оксидација
Давателот на електрони е подобро редуцирачко средство

34. ДА ЗАПАМТИМЕ Оксидирачкото средство прима електрони.
Редуцирачкото средство испушта електрони.
Овој потенцијал за примање или испуштање на електрони е движечка сила (“driving force”) кај електрохемиските реакции и се нарекува електроден потенцијал Ecell
Се нарекува и електромоторна сила (emf)
Единица за Електроден потенцијал е 1 volt(V)
1 V = 1 joule/coulomb
Се мери со волтметар

35. Во галванската ќелија, електродата што е извор на електрони за компонентите од растворот се нарекува __________; хемискиот процес на оваа електрода се нарекува________.  
a.  катода, оксидација  
b.  анода, редукција  
c.  анода, оксидација  
d.  катода, редукција

36. Потенцијал, Работа и DG emf = Потенцијал (V) = работа (J) / полнеж(C)
E = -w/q
полнежот се мери во coulombs.
-w = q E
q = nF = moles of e- x charge/mole e-
F = Faraday = 96,485 C/mol e-
w = -qE = -nFE = DG

37. Потенцијал, Работа и DG
DGº = -nFEº (се однесува на цела реакција а не на полурекации!)
ако Eº > 0, тогаш DGº < 0 ---спонтана
ако Eº< 0, тогашDGº > 0 неспонтана
Во овој случај, обратната реакција е спонтана.
Пресметај го DGº за следната реакција:
Cu+2(aq)+ Fe(s) ® Cu(s)+ Fe+2(aq)
Fe+2(aq) + 2e-® Fe(s) Eº = 0.44 V
Cu+2(aq)+2e- ® Cu(s) Eº = 0.34 V
Прво пресметај го потенцијалот на оваа електрохемиска реакција

38. Нернстова равенка-е една од најбитните равенки во електрохемијата
Нернстова равенка-е една од најбитните равенки во електрохемијата. Нернстовата равенка ја дава поврзаноста на електродниот потенцијал со концентрациите на реактантите и продуктите и со константата на рамнотежа. Значи, електродниот потенцијал е функција од концентрациите на редокс сусптанците во растворот Нернстовата равенка ја има следната форма:

39. Апликација на Електрохемијата Батерии и галвански ќелии
Акумулатори.
Pb +PbO2 +H2SO4 ®PbSO4(s) +H2O

40. Батериите се Галвански ќелии
Суви ќелии Zn + NH4+ +MnO2 ® Zn+2 + NH3 + H2O + Mn2O3

41. Алкални ќелии Zn +MnO2 ® ZnO+ Mn2O3 (in base)

42. Батериите се галвански ќелии
NiCad
NiO2 + Cd + 2H2O ® Cd(OH)2 +Ni(OH)2

43. Корозија Рѓосување- спонтана оксидација.
Голем број на металите имаат редукциски потенцијал што е понегативен од редукцискиот потенцијал на O2 .
Fe+2 +2e- ® Fe Eº= V
O2 + 2H2O + 4e- ® 4OH- Eº= 0.40 V
Fe+2 + O2 + H2O ® Fe2O3 + H+

44. вода
рѓа
Fe2+
O2 + 2H2O +4e- ® 4OH- e-
Fe се раствора Fe ® Fe+2
Fe2+ + O2 + 2H2O ® Fe2O3 + 8 H+

45. Превенција од корозија
Премачкување со слој од боја со цел да се држат настрана водата и кислородот (бојата е ОРГАНСКА ЛИПОФИЛНА супстанца и водата бега од неа)
Галванизација – се премачкува железото со слој од цинк
Цинкот има понегативен електроден потенцијал, така што многу полесно ќе биде оксидиран тој отколку железото.
Легурирање-мешање со други метали кои полесно се оксидираат од железото и тие реагираат со О2 и прават оксиди

46. …Заштита од корозија

47. Електролиза Движење на галванската ќелија во обратна насока.
Нанеси потенцијал што е поголем од потенцијалот на електрохемиската ќелија при што ќе ја смениш насоката на редокс реакцијата (реакцијата ќе се одвива во обратна насока).

48. Значење на електрохемиските реакции во клетките и биолошките системи
КАКО ШТО ЗНАЕМЕ,
клеточната мембрана е природна
што ја одделува внатрешноста
на клетката од околината.
Целиот трансфер на маса се одвива
преку оваа мембрана, а најголем дел
од соединенијата што се присутни
во нашиот организам се во форма на
ЈОНИ-наелектризирани честички

49. Трансферот на јони преку клеточната мембрана е СЕЛЕКТИВЕН,
а тоа доведува до појава на ЕЛЕКТРОДЕН ПОТЕНЦИЈАЛ
односно разлика во концентрација на јони од даден вид
од двете страни на мембраната

50. Појавата на електроден потенцијал на мембраните од клетките влијае
Ion Concentrations in Mammalian Cells and Blood Serum
Ion
Cytoplasm (mM) (Inside Cell)
Blood Serum (mM) (Outside Cell) K+
140 4
Na+ 12
145
Cl-
116
HCO3- 29
net unbalanced protein neg charges
138 9
Mg+2
0.8
1.5
Ca+2
<0.0002
1.8
Појавата на електроден
потенцијал на мембраните
од клетките влијае
врз процесите на трансфер
на јони низ мембраните
на клетките. Тој е
од огромна важност
за правилна функција на
клетките

52. Процеси на
Добивање на
АТП во митохондриите.
Сите овие процеси
Се во суштина
РЕДОКС
Процеси
Т.е.
Поврзани
Со трансфер
на електреони
и протони

53. Друга важност на електрохемијата во биолошките системи е
продукцијата на АТП во митохондриите. Тоа се случува преку серија
од реакции во кои се разменуваат електрони помеѓу биолошки молекули

55. Electron transfer chain-Нобелова награда на Mitchel
во 1974 год-систем што доведува до продукција на АТП!!

56. ТОА Е ТОА, ФАЛА ЗА ВНИМАНИЕТО
ЛАВОВИ МОИ МОРСКИ И
...СЕКОЕ ДОБРО ВО ИДНИНА

57. Припишување на оксидациските броеви-правила
1. Valentnosta na sekoj element vo slobodna (atomarna ) sostojba e NULA 2. Koga e vo soedinenija, kislorodot ima (naj~esto) valentnost Koga e svrzan vo soedinenija, vodorot ima (naj~esto) има valentnost Halogenite elementi koga se svrzani imaat valentnost od -1; 5. Koga se svrzani vo soedinenija, alkalnite metali (Na, K, Cs, imaat valentnost +1, a zemnoalkalnite (Mg, Ca, Sr +2) 6. Pri izramnuvawe na redoks reakciite, najprvo gi pi{uvame valentnite broevi na site reaktanti i produkti, i potoa gledame koi reaktantite si gi promenile svoite valentnosti. Potoa pravime ednostavna matemati~ka operacija so cel da vidime kolkav e brojot na ispu{teni i primeni elektroni. Toa }e ne dovede do situacija kako polesno matemati~ki da ja izramnime ravenkata.

58. Израмнување на оксидо-редукциски реакции
Потсети се од курсот по Општа и Неорганска хемија.

59. MnO4−(aq) + C2O42−(aq)  Mn2+(aq) + CO2(aq)
Метода на израмнување на оксидо-редукциски реакции преку ПИШУВАЊЕ НА ПОЛУРЕКАЦИИ е наједноставен
Реакција помеѓу MnO4− и C2O42− :
MnO4−(aq) + C2O42−(aq)  Mn2+(aq) + CO2(aq)

60. Полуреакции MnO4− + C2O42-  Mn2+ + CO2
Најпрво ги пишуваме оксидациските броеви.
MnO4− + C2O42-  Mn2+ + CO2 +7 +3 +4 +2
Манганот од +7 преминува во +2, се редуцира.
С оди од +3 во +4, се оксидира.

61. Полуреакции
C2O42−  CO2
За да се изедначи јаглеродот, додаваме коефициент 2 пред СО2:
C2O42−  2 CO2

62. Полуреакција на оксидација
C2O42−  2 CO2
Со ова и кислород е изедначен. За да се изедначи полнежот, мора да додадеме 2 електрони на десната страна.
C2O42−  2 CO2 + 2 e−

63. Полуреакција на редукција
MnO4−  Mn2+
Маганот е изедначен. За да се изедначи кислородот, мора да додадеме 4 молекули на вода од десната страна.
MnO4−  Mn H2O

64. Полуреакција на редукција
MnO4−  Mn H2O
Сега, за да се изедначи водородот, мора да додадеме 8 H+ од левата страна.
8 H+ + MnO4−  Mn H2O

65. Полуреакции на редукција
8 H+ + MnO4−  Mn H2O
За да се изедначи полнежпт, додаваме 5 e− од левата страна.
5 e− + 8 H+ + MnO4−  Mn H2O

66. Комбинација на двете полурекации
Сега ги пишуваме заедно двете полуреакции:
C2O42−  2 CO2 + 2 e−
5 e− + 8 H+ + MnO4−  Mn H2O
За да имаме ист прој на електрони од двете страни, мора сите коефициент од лево да ги помножиме со 2, а од десно со 5.

67. Комибинирање на полуреакциите
5 C2O42−  10 CO e−
10 e− + 16 H+ + 2 MnO4−  2 Mn H2O
Ако ги сумираме двете полуреакции добиваме:
10 e− + 16 H+ + 2 MnO4− + 5 C2O42− 
2 Mn H2O + 10 CO2 +10 e−

68. Комбинација на полуреакциите
10 e− + 16 H+ + 2 MnO4− + 5 C2O42− 
2 Mn H2O + 10 CO2 +10 e−
16 H+ + 2 MnO4− + 5 C2O42− 
2 Mn H2O + 10 CO2