Sav-bázis és redoxi folyamatok, elektrokémia
Sav-bázis és redoxi folyamatok, elektrokémia
A témakör a protonátadáson alapuló sav-bázis viselkedést, a pH-számítást, a redoxi rendezést, valamint a galvánelemek és az elektrolízis törvényeit kéri.
Kulcsismeretek
- Brønsted szerint a sav protonleadó, a bázis protonfelvevő. Az erős sav vizes oldatban teljesen disszociál, a gyenge sav csak részben.
- A vízionszorzat 25 °C-on: [H3O+]·[OH−] = 1,0·10⁻¹⁴; pH = −lg[H3O+], pOH = −lg[OH−], valamint pH + pOH = 14.
- Redox: az oxidáció elektronleadás (az oxidációs szám nő), a redukció elektronfelvétel (csökken). A rendezésnél a leadott és felvett elektronok száma egyezik.
- A galvánelemben az anód a negatív pólus, itt oxidáció történik; a katódon redukció. Az elektrolizáló cellában az anód a pozitív pólus.
- Faraday-törvény: az átalakult anyag mennyisége arányos az átfolyt töltéssel (Q = I·t; 1 mol elektron = 96 485 C).
Kidolgozott példa
Mekkora a 0,100 mol/dm³ koncentrációjú ecetsavoldat pH-ja? Ks = 1,8·10⁻⁵. Gyenge savra [H3O+] ≈ √(Ks·c) = √(1,8·10⁻⁵ · 0,100) = √(1,8·10⁻⁶) = 1,34·10⁻³ mol/dm³, tehát pH = −lg(1,34·10⁻³) ≈ 2,87. Hígítással a pH nem nő 7 fölé, mert a víz autoprotolízise korlátoz.
Csapdák
- A pH csak híg vizes oldatokra értelmezhető; tömény savnál negatív is lehet.
- A közömbösítés nem mindig ad semleges oldatot: erős sav és gyenge bázis sója savas kémhatású.
- Az anód mindig az oxidáció helye, akár galvánelemről, akár elektrolízisről van szó.
- Redoxi rendezésnél az oxigént és a hidrogént vízzel, illetve H⁺-nal kell kiegyenlíteni.