Sk-13 redoxreacties. Jan Lutgerink; Dick Naafs. CC Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie.

Transcriptie

1 Auteurs Laatst gewijzigd Licentie Webadres Jan Lutgerink; Dick Naafs 04 october 2018 CC Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie Dit lesmateriaal is gemaakt met Wikiwijs van Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt, maakt en deelt.

2 Inhoudsopgave Samenvatting Redoxreacties I Elektronenoverdracht Metalen met niet-metalen Metalen met zuren Metalen en metaalionen Halogenen met halogenide-ionen Redoxreacties II Niet-metalen met niet-metalen Verbrandingsreacties Oxidatiegetallen Redoxreactie of niet? Sterkte van oxidatoren en reductoren Redoxkoppel en redoxvergelijking Reductorsterkte van metalen Oxidatorsterkte van halogenen Rangschikking naar sterkte Reactie of niet? Opstellen van redoxvergelijkingen Halfvergelijkingmethode Opstellen onbekende halfvergelijkingen Redoxreacties in de praktijk Corrosie Winning van metalen Redoxtitraties Elektrochemische processen Oefening REDOX Toets Redoxreacties Over dit lesmateriaal Pagina 1

3 Samenvatting Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen van een reductor naar een oxidator. De combinatie van oxidator en reductor die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan, vormen een geconjugeerd oxidator-reductor paar of redoxkoppel. Hoe sterker de reductor, des te zwakker de geconjugeerde oxidator, en vice versa. Of oxidatoren en reductoren met elkaar reageren is afhankelijk van hun relatieve sterktes. In dit thema geven we voorbeelden van redoxreacties (en de gevolgen, zoals corrosie) en toepassingen (productie van metalen, kwantitatieve anlyses en stroombronnen). Redoxreacties I Een voorbeeld van een redoxreactie Bron: harvard.edu/photos Een reactie waarbij overdracht van elektronen optreedt tussen de reactanten (atomen, moleculen of ionen), noemen we een oxidatie-reductie reactie ofwel redoxreactie. Voorbeelden van redoxreacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen zijn: reacties waarbij metalen zijn betrokken: reacties tussen metalen en niet-metalen, reacties tussen metalen en zuren, reacties tussen metalen en metaalionen; reacties tussen halogenen en halogenide-ionen. Pagina 2

4 Zilverafzetting op een koperdraad in een zilvernitraatoplossing, waarbij er koper(ii)ionen in oplossing gaan (blauwe kleur) Bron: McMurry & Fay, Chemistry Elektronenoverdracht Een reactie waarbij overdracht van elektronen optreedt tussen de reactanten (atomen, moleculen of ionen), noemen we een oxidatie-reductie reactie ofwel redoxreactie. De oxidator neemt hierbij elektronen op en wordt daarbij gereduceerd; de reductor staat elektronen af en wordt geoxideerd. Een voorbeeld is de oxidatie van magnesium door zuurstof. Zuurstof treedt op als oxidator en magnesium als reductor: Een oxidatie is dus het proces waarbij een deeltje elektronen afstaat en een reductie is het proces waarbij een deeltje elektronen opneemt. Oxidatie en reductie gaan altijd samen, het ene proces kan nooit optreden zonder het andere. Het aantal door de reductor afgestane elektronen is altijd gelijk aan het aantal door de oxidator opgenomen elektronen. Pagina 3

5 Samenvattend: reductie = elektronenopname; oxidatie = elektronenafgifte; reductor = deeltje dat elektronen kan afstaan, een elektronendonor; oxidator = deeltje dat elektronen kan opnemen, een elektronenacceptor. Halfvergelijking Bij redoxreacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen kunnen we de elektronenoverdracht duidelijk laten zien door de reactievergelijking op te splitsen in twee halfvergelijkingen (die opgeteld weer de reactievergelijking opleveren). Bij deze reacties verandert de lading van de reactanten. Voor de hierboven besproken oxidatie van magnesium door zuurstof zijn de bijbehorende halfvergelijkingen: Het aantal afgestane en opgenomen elektronen is altijd gelijk, dus moeten we de eerste halfvergelijking met twee vermenigvuldigen. Na optelling van beide halfvergelijkingen ontstaat de totale reactievergelijking van de redoxreactie. Tenslotte schrijven we voor 2 Mg O 2- weer gewoon 2 Mg 2+ O 2- of 2 MgO. Als we de nadruk willen leggen op de macroscopische stoffen. dan kunnen we ook nog de toestandsaanduidingen vermelden. Wat is een redoxreactie? kn.nu/ww8e93e5d (youtu.be) Het gebruik van halfreacties kn.nu/wwd63e359 (youtu.be) Pagina 4

6 Metalen met niet-metalen Bij de reacties tussen metalen en niet-metalen ontstaan zouten, verbindingen opgebouwd uit ionen. In een reactie staat een metaalatoom altijd een of meer elektronen af aan een ander deeltje en wordt dus altijd geoxideerd. Metalen zijn reductoren: Metalen kunnen in reacties uitsluitend positieve ionen vormen. De lading van deze ionen noemen we de (elektro)valentie. Niet-metalen vormen in een reactie met een metaal altijd negatieve ionen (zie het thema 'Sk-07 Chemische binding'). De reactie berust op een overdracht van elektronen van het metaal naar het niet-metaal. Het metaal is de reductor en het niet-metaal de oxidator. Voorbeelden van sterke oxidatoren zijn zuurstof en chloor: Een voorbeeld van een reactie tussen een metaal en een niet-metaal is de oxidatie van magnesium door zuurstof, besproken onder de knop 'Elektronenoverdracht': Niet alle metalen reageren met zuurstof. Op grond van het al dan niet reageren met zuurstof kunnen we metalen indelen in edele, halfedele en onedele metalen. Brandend magnesiumlint Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry Pagina 5

7 Edele, halfedele en onedele metalen Op grond van het al dan niet reageren met zuurstof kunnen we metalen indelen in de volgende categorieën: Edele metalen zijn goud en platina. Deze metalen reageren niet met zuurstof. Halfedele metalen zijn kwik, koper en zilver. Deze metalen reageren moeilijk tot zeer moeilijk met zuurstof. onedele metalen zijn ondermeer lood, tin, ijzer en zink. Zeer onedele metalen zijn aluminium, magnesium, calcium, natrium en kalium. Deze metalen reageren goed tot zeer goed met zuurstof. Naarmate een metaal gemakkelijker reageert, staan de atomen gemakkelijker elektronen af, is het een betere reductor en is het metaal onedeler. De 'Sterkte van oxidatoren en reductoren' komt in het vervolg uitgebreid aan de orde. Metalen met zuren Bepaalde metalen lossen op in verdunde sterke zuren onder waterstofontwikkeling. Het oplossen van + het metaal komt meestal neer op een reactie tussen metaalatomen en H (aq)-ionen. Hiermee bedoelen we eigenlijk H3 O + (aq), maar voor het gemak houden we in + redoxreactievergelijkingen meestal de notatie H (aq) aan. Een voorbeeld is de reactie van zink(poeder) met zoutzuur: In halfvergelijkingen: Het zink lost op als Zn en staat hierbij twee elektronen af aan de H -ionen. Per H -ion wordt één elektron opgenomen, waardoor een H-atoom ontstaat; dit reageert met een ander H-atoom en vormt + H2-gas. Zn is dus de reductor en H de oxidator. - De Cl -ionen reageren niet; er ontstaat een oplossing van zinkchloride (ZnCl 2). De reactievergelijking, geschreven met H3 O +, is: Niet alle metalen reageren met verdunde sterke zuren. Het al dan niet reageren is afhankelijk van de reductorsterkte (de oxideerbaarheid) van het metaal. We maken daarom weer onderscheid tussen de edele, halfedele en onedele metalen. Pagina 6

8 Reactie van zinkpoeder met zoutzuur Bron plaatje: Brady & Senese, Chemistry (5th Ed) Edele en halfedele metalen + De edele en halfedele metalen (Cu, Hg, Ag, Au en Pt) reageren niet met H (aq). + Hg en Cu lossen wel op in salpeterzuur. De combinatie H (aq) en NO 3 - (aq) is een krachtige oxidator (zie onder de knop 'Sterkte van oxidatoren en reductoren'). Een koperen munt reageert met salpeterzuur Bron: Brady & Senese, Chemistry (5th Ed) Zo is het mogelijk om een koperplaat te gebruiken voor het maken van een ets. Zelfs voor goud is een oplosmiddel gevonden, 'koningswater', een mengsel van geconcentreerd salpeterzuur en zoutzuur. Dit mengsel levert atomair chloor, dat in staat is om goud te oxideren en (ionair) in oplossing te houden. Onedele en zeer onedele metalen + Onedele metalen reageren wel met H (aq). Niet elk onedel metaal lost op in elk verdund zuur. Pb lost bijvoorbeeld niet op in verdund zwavelzuur doordat onoplosbaar PbSO 4 ontstaat. De zeer onedele metalen zijn zulke sterke reductoren dat ze zelfs met zuiver water (extreem zwak + zuur) reageren, waarin de concentratie H (aq) zeer laag is: Water is in dit geval de oxidator, calcium de reductor. Pagina 7

9 Halfreacties: Reactie van metallisch natrium met water Bron: Brady & Senese, Chemistry Aluminium Aluminium behoort ook tot de zeer onedele metalen. Desondanks wordt aluminium nauwelijks door water aangetast. Dit is te danken aan het ondoorlatende laagje aluminiumoxide, dat het metaal afschermt tegen invloeden van buitenaf. Onder de knop 'Sterkte van oxidatoren en reductoren' komen bovenstaande eigenschappen van metalen in een theoretisch perspectief te staan. Metalen en metaalionen In een reactie staat een metaalatoom altijd een of meer elektronen af aan een ander deeltje en wordt dus altijd geoxideerd. Metalen zijn reductoren. Omgekeerd neemt een metaalion in een reactie altijd elektronen op. Metaalionen zijn oxidatoren. De algemene reactievergelijking voor een willekeurig metaal (Me) is: Voorbeeld Pagina 8

10 Laten we een ijzeren spijker (Fe) enige tijd staan in een oplossing van koper(ii)sulfaat (CuSO 4), dan vormt zich een rood laagje koper (Cu) op het ijzer. De blauwe kleur van de oplossing (het gevolg van 2+ Cu -ionen, omringd door watermoleculen) verandert in lichtgroen door de vorming van ijzerionen 2+ (Fe -ionen, omringd door watermoleculen). Het is duidelijk dat hier een redoxreactie heeft 2+ plaatsgevonden. Fe is in deze reactie de reductor en Cu de oxidator: Halfvergelijkingen: Theoretisch zou ook de omgekeerde reactie plaats kunnen vinden. Waarom de ene reactie de overhand heeft op de andere zullen we zien bij 'Sterkte van oxidatoren en reductoren'. Koperaanslag op een ijzeren spijker in een koper(ii)sulfaatoplossing Bron: McMurry & Fay, Chemistry Halogenen met halogenide-ionen De niet-metalen fluor, chloor, broom en in mindere mate jood zijn 'agressieve chemicaliën'. Het sterke reactievermogen berust op het feit dat ze makkelijk elektronen kunnen opnemen en daarbij overgaan in respectievelijk fluoride, chloride, bromide en jodide-ionen. In een reactie neemt een halogeenmolecuuul altijd twee elektronen op en wordt dus gereduceerd. Halogenen zijn sterke oxidatoren. Omgekeerd is een halogenide-ion in principe in staat een elektron af te staan en wordt dan geoxideerd. Maar halogenide-ionen zijn (erg) zwakke reductoren. De algemene vergelijking voor een willekeurig halogeen is: Pagina 9

11 Voorbeeld Bij menging van chloorwater (Cl 2(aq)) en een oplossing van natriumbromide (NaBr) kleurt de oplossing oranje. De kleur wordt veroorzaakt door broom (Br 2(aq)). Dit is aan te tonen door de vloeistof te schudden met hexaan: de hexaanlaag wordt oranje en de waterlaag ontkleurt. Het is duidelijk dat hier een redoxreactie heeft plaatsgevonden. Cl 2 is in deze reactie de oxidator en Br de reductor: Halfvergelijkingen: Theoretisch zou ook de omgekeerde reactie plaats kunnen vinden. Waarom de ene reactie de overhand heeft op de andere zullen we zien in 'Sterkte van oxidatoren en reductoren'. Redoxreacties II Bij redoxreacties tussen moleculaire stoffen is de overdracht van elektronen niet erg duidelijk, omdat reactanten en producten niet uit ionen bestaan. Voorbeelden van deze reacties zijn: reacties tussen twee niet-metalen; verbrandingsreacties. Om een systematische kwantitatieve beschrijving te kunnen geven van alle redoxreacties is het begrip oxidatiegetal ingevoerd. We herkennen een redoxreactie aan de verandering van de oxidatiegetallen. De verbranding van butaan is een redoxreactie Pagina 10

12 Bron: Brady & Senese, Chemistry Niet-metalen met niet-metalen Bij reacties tussen twee niet-metalen bestaat het reactieproduct niet uit ionen, het is een moleculaire stof. Een eenvoudig voorbeeld is de reactie tussen waterstof en zuurstof: Is dit een redoxreactie? Brandstofcel Dat er tussen waterstof en zuurstof elektronenoverdracht plaatsvindt blijkt uit de toepassing in de brandstofcel. Een waterstof-brandstofcel is een soort batterij waarin waterstof en zuurstof katalytisch met elkaar reageren tot water en waarbij de energie niet vrijkomt in de vorm van warmte, maar in de vorm van elektriciteit (zie thema Sk-14 Elektrochemie). Schema van een brandstofcel Bron: McMurry & Fay, Chemistry Zo'n brandstofcel bestaat uit twee elektroden van poreus materiaal met daartussen een geleidende vloeistof. Bij de ene elektrode leiden we waterstofgas in, dat door de elektrode diffundeert. Aan het oppervlak kunnen de waterstofmoleculen overgaan in positieve waterstofionen en staan daarbij hun elektronen af aan de elektrode. Deze elektrode krijgt daardoor een negatieve lading: Bij de andere elektrode leiden we zuurstofgas in, dat door de poreuze elektrode diffundeert en aan het oppervlak kan reageren tot oxide-ionen. De elektronen die daarvoor nodig zijn, kunnen worden onttrokken aan de elektrode, die daardoor een positieve lading krijgt: + - In bovenstaande cel reageert het gevormde H aan de minpool onmiddellijk met OH tot water. Het 2- - gevormde O aan de pluspool regeert met water tot OH. Pagina 11

13 Als we de negatieve en positieve elektrode buitenom via een koperen draad met elkaar verbinden, loopt er een elektrische stroom door de draad. Deze stroom bestaat uit de elektronen die door de waterstofmoleculen zijn afgestaan aan de ene elektrode en door de zuurstofmoleculen worden opgenomen aan de andere elektrode. Bij de reactie tussen H 2 en O 2 vindt dus overdracht van elektronen plaats (ze gaan via de koperen draad). Het is een redoxreactie: Hieronder een animatie van een waterstof/zuurstofcel Brandstofcellen komen terug in het thema 'Sk-14 Elektrochemie'. Directe reactie Ook als je deze reactie niet in een brandstofcel uitvoert, is het uiteraard een redoxreactie. Vanuit de reactievergelijking is dit ook in te zien. De OH-binding in water is een polair covalente binding: het H- atoom heeft een lading δ+ en het O-atoom een lading δ-. In de uitgangsstoffen, H2 en O2, zijn de atomen neutraal. Er heeft dus uiteindelijk geen totale overdracht van elektronen plaatsgevonden, maar slechts een gedeeltelijke. De elektronenoverdracht is nu niet met halfvergelijkingen aan te geven. Om toch een systematische kwantitatieve beschrijving van deze redoxreacties te kunnen geven is het begrip oxidatiegetal ingevoerd. Verbrandingsreacties Alle reacties tussen zuurstof en moleculaire stoffen, dus ook alle verbrandingsreacties, zijn redoxreacties. Zuurstof fungeert dan als oxidator; het is de belangrijkste en meest voorkomende oxidator op aarde. Een voorbeeld is de verbranding van methaan (aardgas): Kwalitatieve beschrijving Pagina 12

14 Hoewel er in reactanten en producten geen ionen aanwezig zijn, is de redoxreactie toch te herkennen. Vergelijk je de O-atomen in O 2 met de O-atomen in CO 2 en H2O, dan valt op te merken dat de atomen in O 2 neutraal zijn, terwijl ze in CO 2 en H2O een lading d- hebben als gevolg van de polaire atoombinding. C in CH 4 heeft een lading d-, maar in CO 2 een lading d+. Er heeft dus geen totale overdracht van elektronen plaatsgevonden, maar slechts een gedeeltelijke. Op deze manier kun je deze reactie als een redoxreactie herkennen: C wordt geoxideerd en O wordt gereduceerd. De elektronenoverdracht is ook nu niet met halfvergelijkingen aan te geven. In plaats van bovenstaande kwalitatieve beschrijving is ook hier de beschrijving met behulp van oxidatiegetallen mogelijk. Oxidatiegetallen Om alle redoxreacties op systematische wijze te kunnen beschrijven, is het begrip oxidatiegetal (of oxidatietoestand) ingevoerd. Dit begrip is onontbeerlijk bij het beschrijven van reacties tussen moleculaire stoffen onderling. Aan elk atoom kennen we een oxidatiegetal toe, waarmee we op dezelfde manier werken als met de valenties van de ionen in zouten. Het oxidatiegetal van een atoom is de theoretische lading die we aan dat atoom in een verbinding toekennen op grond van de volgende regels: Het oxidatiegetal van atomen in niet-ontleedbare stoffen, dus in elementaire vorm, is gelijk aan nul. Het oxidatiegetal van een metaalatoom in een verbinding is gelijk aan de valentie van dat metaal. Waterstof heeft in verbindingen met andere niet-metalen oxidatiegetal +1. Fluor heeft in alle verbindingen oxidatiegetal -1. Zuurstof heeft in vrijwel alle verbindingen oxidatiegetal -2. Een uitzondering is zuurstof in peroxiden, zoals waterstofperoxide (H2O 2): het oxidatiegetal is dan -1. De som van de oxidatiegetallen van alle atomen in een deeltje (molecuul of ion) of formuleeenheid (bijvoorbeeld NaCl) is gelijk aan de netto lading van het deeltje of de formule-eenheid waarin die atomen zitten. Het oxidatiegetal van een van de overige niet-metalen kunnen we meestal via de reeks van elektronegativiteit vinden: in de elektronenformule rekenen we het elektronenpaar van een polaire binding geheel bij het meest elektronegatieve atoom. De regels moeten we in de aangegeven volgorde toepassen en de procedure moeten we stoppen zodra het oxidatiegetal is gevonden. Latere regels kunnen namelijk eerdere regels schijnbaar tegenspreken. De regels berusten op de afspraak dat voor bepaling van het oxidatiegetal de elektronen van een polaire atoombinding worden gerekend bij het meest elektronegatieve atoom. Volgorde van de elektronegativiteiten van de elementen: Pagina 13

15 Voorbeelden 1. De oxidatiegetallen van de atomen in methaan (CH 4). Koolstof is het meest elektronegatieve element. De bindende elektronenparen rekenen we bij koolstof. Het C-atoom heeft dus oxidatiegetal -4, het H-atoom heeft oxidatiegetal De oxidatiegetallen van de atomen in koolstoftetrachloride (CCl 4). Volgens de regels rekenen we de elektronen van de polaire atoombinding bij chloor (chloor is elektronegatiever dan koolstof). Het Cl-atoom heeft dus oxidatiegetal -1 en het C-atoom heeft oxidatiegetal De oxidatiegetallen van de atomen in zwavelzuur (H2SO 4). Volgens de regels hebben waterstofatomen, in verbindingen met atomen van andere nietmetalen, oxidatiegetal +1, en zuurstofatomen -2. De som van de oxidatiegetallen is nul, omdat het molecuul als geheel geen elektrische lading heeft. Het oxidatiegetal van het zwavelatoom in het molecuul is dan De oxidatiegetallen van de atomen in kaliumpermanganaat (KMnO 4). Volgens de regels heeft kalium oxidatiegetal +1 (K staat in groep 1). Zuurstof heeft oxidatiegetal -2. Voor mangaan blijft dan oxidatiegetal +7 over, omdat de som van alle oxidatiegetallen gelijk moet zijn aan nul. 5. De oxidatiegetallen van de atomen in ammoniumnitraat (NH4NO 3). Ammoniumnitraat is een zout, bestaande uit de ionen NH 4 + en NO 3 -. Regels toepassen: NH 4 + : de H-atomen hebben elk oxidatiegetal +1, samen +4. De netto lading is +1, dus het N- atoom heeft oxidatiegetal -3. NO 3 - : de O-atomen hebben elk oxidatiegetal -2, samen -6. De netto is lading -1, dus het N-atoom heeft oxidatiegetal +5. Redoxreactie of niet? Oxidatiegetallen van stikstof in verschillende verbindingen/ionen Bron: Petrucci, General Chemistry Als een reactie een redoxreactie is, moet er sprake zijn van elektronenoverdracht en moeten in de reactie oxidatiegetallen veranderen. De nettoverandering in het totaal van alle oxidatiegetallen moet gelijk zijn aan nul. Pagina 14

16 Als regel behoren alle reacties waarbij elementen reageren of ontstaan tot de redoxreacties. Oxidatie: toename van oxidatiegetal Reductie: afname van oxidatiegetal Bron: Brady & Senese, Chemistry Voorbeelden Voorbeeld 1 Ga na of de verbranding van koolstof een redoxreactie is. De vergelijking met de oxidatiegetallen van elke atoomsoort (geschreven boven de formules) luidt: De oxidatiegetallen veranderen, het is een redoxreactie. Het oxidatiegetal van koolstof neemt toe van 0 tot +4, want vier elektronen worden nu gedeeltelijk afgestaan aan het sterker elektronegatieve zuurstof. Koolstof wordt geoxideerd. Het oxidatiegetal van zuurstof neemt af van 0 naar -2, omdat elk zuurstofatoom twee elektronen van het koolstofatoom naar zich toetrekt. Zuurstof wordt dus gereduceerd. Zuurstof is de oxidator (het oxidatiegetal neemt af) en koolstof is de reductor (het oxidatiegetal neemt toe). Een verandering bij de twee zuurstofatomen met -2 eenheden geeft een totale verandering van -4 eenheden en dit is precies gelijk aan een verandering van +4 eenheden voor koolstof. Voorbeeld 2 Ga na of de volgende reactie een redoxreactie is: Pagina 15

17 De vergelijking met de oxidatiegetallen van elke atoomsoort (geschreven boven de formules) luidt: De oxidatiegetallen veranderen, het is een redoxreactie. Het oxidatiegetal van het fosforatoom stijgt van +3 naar +5: het fosforatoom staat twee elektronen af. Het oxidatiegetal van de drie chlooratomen in PCl 3 verandert niet. Het oxidatiegetal van de twee andere chlooratomen, in Cl 2, verandert van 0 naar -1. Beide chlooratomen nemen een elektron op. Let op dat je de pijlen voor de elektronenoverdracht bij de juiste atoomsoort in de vergelijking plaatst, zodat ondubbelzinnig duidelijk is welk atoom elektronen afstaat en welk atoom elektronen opneemt. De elektronenoverdracht wordt altijd aangegeven bij de beginstoffen van de reactie, bij de formules vóór de pijl. Voorbeeld 3 Ga na of de reactie van zwaveltrioxide met water tot zwavelzuur een redoxreactie is. De oxidatiegetallen van alle atomen blijven ongewijzigd, het is dus geen redoxreactie. Voorbeeld 4 Ga na of de reactie van natrium met water een redoxreactie is. Je ziet aan de oxidatiegetallen dat twee van de vier waterstofatomen worden gereduceerd. Je kunt de reactie zien als een redoxreactie van twee natriumatomen met één watermolecuul, waarbij er twee natriumionen, een oxide-ion en waterstof ontstaan. In een zuur-basereactie reageert vervolgens het oxide-ion met een tweede watermolecuul tot twee hydroxide-ionen. In dit geval (er zijn ionen bij betrokken!) kunnen we de reactie ook als redoxreactie herkennen en beschrijven met de halfreacties: Sterkte van oxidatoren en reductoren Pagina 16

18 De combinatie van oxidator en reductor die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan vormen een redoxkoppel. Naar toenemende reductorsterkte vormen de metalen met waterstof een reeks: edele metalen, waterstof, onedele metalen. De omgekeerde volgorde geeft de toename van de oxidatorsterkte van de metaalionen. Naar afnemende oxidatorsterkte vormen de halogenen een reeks: fluor, chloor, broom, jood. Redoxkoppels kunnen we rangschikken naar sterkte. Of oxidatoren en reductoren met elkaar reageren is afhankelijk van hun relatieve sterktes. Verloop van de reductorsterkte van metalen Bron: McMurry & Fay, Chemistry Redoxkoppel en redoxvergelijking Redoxkoppel Door opname van elektronen gaat een oxidator over in een deeltje dat elektronen kan afstaan, dus een reductor. We spreken dan van een oxidator en zijn geconjugeerde reductor. Evenzo heeft elke reductor een geconjugeerde oxidator. De algemene halfvergelijking waarin oxidator en reductor door elektronenoverdracht in elkaar overgaan, is: De combinatie van oxidator (OX) en reductor (RED) die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan noemen we een redoxkoppel (algemene schrijfwijze: OX/RED). In principe is bovenstaande halfvergelijking omkeerbaar. Van een aantal koppels is alleen de oxidator van praktisch belang, van andere alleen de reductor en weer andere koppels kom je tegen in beide reactierichtingen. Voorbeelden van halfvergelijkingen van redoxkoppels zijn: Pagina 17

19 In BINAS is een uitgebreide tabel opgenomen met redoxkoppels (tabel 48). Redoxvergelijking De meeste redoxreacties zijn reacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen. Deze reacties zijn samen te stellen uit twee redoxkoppels (zie paragraaf 1). Bij het ene redoxkoppel verloopt de reactie naar rechts (reductiereactie) en bij het andere naar links (oxidatiereactie). Dat zijn dan de twee halfvergelijkingen die opgeteld de redoxvergelijking van het redoxevenwicht opleveren. In zijn eenvoudigste vorm: Samengevat: De relatieve sterkte van de betrokken oxidatoren en reductoren bepaalt de ligging van het redoxevenwicht. De sterkte van de oxidatoren en reductoren bepaalt dus de reactierichting van de betrokken redoxkoppels. In de meeste gevallen ligt een redoxevenwicht behoorlijk links of rechts. Onder de volgende knoppen geven we een aantal voorbeelden van reacties die we ook al in paragraaf 1 zijn tegengekomen. Daarna vatten we alles samen onder de knop 'Rangschikking naar sterkte'. Reductorsterkte van metalen In de reactie: staat Fe twee elektronen per atoom af aan de Cu 2+ -ionen, die door opname van twee elektronen per ion overgaan in Cu (zie Redoxreacties I). Dit type reactie noemen we ook wel een verdringingsreactie: het ene metaal verdringt het andere uit de oplossing. De omgekeerde reactie, Cu-metaal in een oplossing van Fe 2+ -ionen, verloopt niet. Hieruit kunnen we concluderen dat het Cu2+-ion een oxidator is voor Fe, maar het Fe 2+ -ion geen oxidator is voor Cu. We kunnen ook zeggen: ijzer heeft een veel sterkere voorkeur voor de ionvorm dan koper. Of: koper heeft een veel sterkere voorkeur voor de metaalvorm dan ijzer. Pagina 18

20 Met andere woorden: Fe is een sterkere reductor (heeft sterker de neiging elektronen af te staan) dan Cu. Cu 2+_ is een sterkere oxidator (heeft sterker de neiging elektronen op te nemen) dan Fe 2+. Algemeen geldt: Naarmate een metaal gemakkelijker reageert, staan de atomen gemakkelijker elektronen af, is het een sterkere reductor en is het metaal onedeler. Omgekeerd zal een metaalion gemakkelijker een of meer elektronen opnemen naarmate het metaal edeler is. De oxidatie verloopt vlotter naarmate het metaal onedeler is, de reductie verloopt vlotter naarmate het metaal edeler is. Animatie van de reactie van Cu 2+ met Zn. (voor deze animatie is Adobe Flash Player nodig) Links: koper in een zilvernitraatoplossing. Er vormt zich zilver en de oplossing kleurt blauw door koperionen. Rechts: koper in een zinknitraatoplossing. Geen reactie. Bron: Petucci, General Chemistry Verloop reductorsterkte Door het uitvoeren van goed gekozen experimenten tussen metalen en oplossingen van andere metaalionen, kunnen we alle metalen in een volgorde van toenemende reductorsterkte ('afnemende edelheid') plaatsen. De omgekeerde volgorde geeft de toename van de oxidatorsterkte van de metaalionen. De reeks die we zo krijgen, noemen we ook wel verdringingsreeks. In vereenvoudigde vorm staat deze in onderstaande tabel. De scheiding tussen de halfedele en onedele metalen is Pagina 19

21 aangeduid met H 2, om aan te geven dat alle metalen die boven H 2 staan wel met zure oplossingen reageren en die eronder niet, zie onder de knop redoxreactie I. Verloop van de reductorsterkte van de metalen Bron: McMurry & Fay, Chemistry Metalen met metaaloxiden Bij hoge temperatuur kunnen ook reacties verlopen tussen een metaal en een metaaloxide. De volgorde van oxideerbaarheid van de metalen is bij deze reacties in het algemeen hetzelfde als de verdringingsreeks. Een voorbeeld is de thermietreactie: een mengsel van aluminiumpoeder en ijzer(iii)oxidepoeder reageert na aansteken onder grote warmte-ontwikkeling tot aluminiumoxide en ijzer. Oxidatorsterkte van halogenen Net zoals we voor de metalen en hun ionen hebben gedaan kunnen we met behulp van goed gekozen experimenten tussen halogenen en halogenide-ionen een volgorde in oxidatorsterkte van de halogenen afleiden (zie onder de knop Redoxreacties I). En daarmee ook een (omgekeerde) volgorde van de reductorsterkte van de halogenide ionen. Voorbeeld Bij menging van joodwater en een oplossing van natriumchloride reactie zal geen reactie optreden: Pagina 20

22 - - In geval van reactie zou er immers Cl 2 en I ontstaan, maar dat reageert dan onmiddellijk terug tot Cl en I 2, omdat Cl 2 een sterkere oxidator is dan I 2. Joodatomen kunnen dus geen elektronen onttrekken aan chloride-ionen, chlooratomen wel aan jodideionen. Rangschikking naar sterkte In BINAS tabel 48 is een groot aantal oxidatoren gerangschikt naar afnemende oxidatorsterkte. Daarnaast staan hun geconjugeerde reductoren. Deze vertonen een toenemende reductorsterkte. De - sterkste oxidator, F 2, staat bovenaan. Zijn geconjugeerde reductor F is dus de zwakste reductor. De + zwakste oxidator in de tabel is Li ; zijn geconjugeerde reductor Li is de sterkste reductor. In de tabel vinden we de volgordes terug van de metalen en de halogenen die we onder de vorige knoppen al hebben genoemd. Ook komen in de tabel veel samengestelde deeltjes voor, die kunnen optreden als oxidator of als reductor. Standaardelektrodepotentiaal In de tabel staat achter elk redoxkoppel een zogenaamde standaardelektrodepotentiaal, V 0, uitgedrukt in volt. Hoe deze waarden zijn bepaald en wat ze betekenen, bespreken we in het thema 'Sk-14 Elektrochemie'. Hier maken we uitsluitend gebruik van de getalwaarden als maat voor de sterkte van de oxidatoren en reductoren. Voor oxidatoren geldt dat een hoge waarde van V 0 overeenkomt met een grote oxidatorsterkte. Een grote reductorsterkte daarentegen correspondeert met een lage waarde van V 0. Hoe hoger V 0, hoe sterker de oxidator is en hoe zwakker zijn geconjugeerde reductor. Gebruik van BINAS De tabel in BINAS moeten we met voorzichtigheid hanteren. De sterkte van oxidator en reductor hangt niet alleen af van de deeltjessoort, maar wordt bovendien beïnvloed door: de concentraties van de deeltjes. Bijvoorbeeld, SO 4 2- is alléén oxidator in geconcentreerd H2SO 4 (daarbij overgaand in SO 2 en + H2O). Verdund H2SO 4 levert alleen maar H (aq)-ionen als oxidator. Oplossingen van alleen sulfaten hebben géén oxiderende werking. Zoiets treedt ook op bij het NO3 - -ion. Het is alleen oxidator in een oplossing van HNO 3. De oxidatorsterkte hangt af van de concentratie van het zuur: bij geconcentreerd salpeterzuur als oxidator ontstaat NO 2 (V 0 = 0,81 V); bij verdund salpeterzuur ontstaat NO (V 0 = 0,96 V). Dat het nitraation in zuur milieu een veel sterkere oxidator is dan het waterstofion, verklaart het oplossen van de metalen Cu, Hg en Ag in salpeterzuur. het reactiemilieu. + Vaak maakt het verschil of de oplossing is aangezuurd of niet, dus of er al of niet H (aq) aanwezig is. Zo staat bijvoorbeeld de oxidator waterstofperoxide (H2O 2) twee keer in tabel 48. Pagina 21

23 Bijna bovenaan staat de halfvergelijking voor een aangezuurde H2O2-oplossing: Iets verder in de tabel (de oxidatorwerking is dus minder sterk) staat de halfvergelijking voor de niet-aangezuurde oplossing: de overige deeltjes in het reactiemengsel. Sommige deeltjes kunnen optreden als oxidator of als reductor. Welke reactie optreedt hangt af van de overige deeltjes in het reactiemengsel. Voorbeelden zijn: 2+ metaalionen die meer dan één ionlading kunnen hebben. Bijvoorbeeld het Fe -ion, dat 3+ kan overgaan in een Fe -ion en in Fe. waterstofperoxide (H2O 2). De halfvergelijking als reductor luidt: Reactie of niet? Een redoxreactie verloopt als aan twee voorwaarden is voldaan: 1. Er moet een oxidator (elektronenacceptor, OX) én een reductor (elektronendonor, RED) aanwezig zijn. 2. De onxidator vóór de reactie moet sterker zijn dan de oxidator die door de reactie ontstaat?. Dit is gelijkwaardig met: de reductor vóór de reactie moet sterker zijn dan de reductor na de reactie. Indien aan voorwaarde 1 is voldaan, schrijf dan de redoxreactie op die eventueel zou kunnen verlopen. Geef de OX en RED van de twee redoxkoppels aan: Zoek in tabel 48 de V 0 -waarden van de twee redoxkoppels op. We hanteren de volgende vuistregels: de reactie is aflopend als V 0 (OX1, RED1) > V 0 (OX2, RED2), in de praktijk moet het verschil zijn; de reactie verloopt niet als V 0 (OX1, RED1) < V 0 (OX2, RED2), in de praktijk moet het verschil zijn; er stelt zich een evenwicht in als:. Voorbeelden Pagina 22

24 Nikkel met loodnitraat Ga aan de hand van tabel 48 na of er reactie zal optreden als we een nikkelen munt dompelen in een oplossing van lood(ii)nitraat Het redoxkoppel Pb /Pb staat hoger in de tabel (hogere V 0) dan het Ni /Ni koppel. Pb is dus een 2+ sterkere oxidator dan Ni en Ni is een sterkere reductor dan Pb. Anders gezegd: lood is edeler dan nikkel. De sterkste oxidator neemt elektronen op en de sterkste reductor staat ze af, er zal dus reactie optreden: Omgekeerd zal er geen reactie optreden als we een loden staaf dompelen in een oplossing van nikkel(ii)nitraat. IJzer met zoutzuur IJzer reageert met zoutzuur, waarbij waterstof ontwijkt. Ontstaan bij deze reactie ijzer(ii)- of ijzer(iii)- ionen? + H (aq)-ionen gaan over in H 2 en zijn dus de oxidator: Voor het ijzer zijn twee redoxkoppels van belang: 2+ Deze twee koppels moeten we apart in beschouwing nemen. Eerst het Fe (aq) /Fe koppel: In deze reactie is OX 1 inderdaad sterker dan OX 2, omdat de V 0 van OX 1 hoger is dan die van OX 2. De reactie loopt dus in de aangegeven richting. De vraag is nu of de ijzer(ii)-ionen verder kunnen worden geoxideerd tot ijzer(iii)ionen: Het Fe (aq)/fe (aq) koppel heeft een hogere V 0 dan het H (aq)/h 2(g) koppel, dus OX 2 is sterker dan OX 1; de reactie verloopt niet. In de reactie van ijzer met zoutzuur ontstaan uitsluitend ijzer(ii)-ionen. Opmerking Redoxreacties blijven soms achterwege, ook al zou er op basis van V0-waarden een aflopende reactie kunnen optreden. Bijvoorbeeld, bij het samenvoegen van oplossingen van zilvernitraat en kaliumjodide treedt niet de verwachte redoxreactie op: Pagina 23

25 In plaats daarvan verloopt de reactie: Hierdoor zijn de concentraties van Ag+ en/of I- heel klein (bepaald door het oplosbaarheidproduct van AgI). Redoxreacties kunnen dus achterwege blijven of juist wel optreden als gevolg van de molariteit van oxidator en reductor. De volgorde in de tabel is gebaseerd op concentraties van 1 M. De kwantitatieve invloed van deze concentraties komt in het thema 'Sk-14 Elektrochemie' aan de orde. Uitleg van het gebruik van BINAS tabel 48. kn.nu/ww1bccf80 (youtu.be) Het opstellen van redoxreacties. kn.nu/wwe1b8c5a (youtu.be) Opstellen van redoxvergelijkingen De reactievergelijking van een redoxreactie waarbij ionen ontstaan of verdwijnen stellen we op met behulp van de halfvergelijkingen. Zo verkrijgen we een 'kloppende' redoxvergelijking: zowel het aantal atomen van elke soort als het aantal afgestane en opgenomen elektronen (de lading) is in balans. De reactievergelijking van een redoxreactie tussen moleculaire stoffen onderling stellen we op gebruikelijke wijze op door het aantal atomen van elke soort kloppend te maken. Halfvergelijkingmethode Kloppend maken met behulp van halfvergelijkingen Met behulp van de halfvergelijkingen uit BINAS tabel 48 kunnen we de totaalvergelijking van een redoxreactie opstellen. Dit gaat volgens een vaste procedure. Bijvoorbeeld voor het reageren van koper met een oplosing van ijzer(iii)chloride: stel de OX en de RED vast en schrijf voor elk apart de halfvergelijking op: Pagina 24

26 maak het aantal elektronen gelijk: halfvergelijking van OX verdubbelen (overdracht van 2 elektronen); tel de halfvergelijkingen op en vereenvoudig de reactie (elektronen vallen weg): Keuze juiste halfvergelijking Het permanganaation MnO 4 (paars in oplossing) vinden we in BINAS op drie verschillende plaatsen 2+ in de kolom met oxidatoren. In zuur milieu ontstaat het Mn -ion (kleurloos in verdunde oplossing); in neutraal of basisch milieu ontstaat het slecht oplosbare MnO 2 (bruinsteen). De overgang van MnO 4 in het MnO4 2 -ion (groen in oplossing) treedt alleen op als noch H + -ionen, noch H2O-moleculen aanwezig zijn. Deze situatie kan zich uitsluitend voordoen bij reactie in een watervrije omgeving (van dit redoxkoppel is alleen de reductor van praktisch belang). De vergelijking van de reactie met het sulfietion SO 3 2 (kleurloos in oplossing) als reductor in zuur milieu is: Sulfiet komt twee keer in tabel 48 voor (bij -0,09 en bij -0,92 V). De laatste is de sterkste reductor. Echter hier reageert het sulfietion in een basisch milieu. De vergelijking van de reactie van het permanganaation met het sulfietion in neutraal of basisch milieu is: Opstellen onbekende halfvergelijkingen Het opstellen van vergelijkingen van redoxreacties uit halfvergelijkingen is ook mogelijk zonder gebruik te maken van BINAS tabel 48. Dit is met name van belang voor halfvergelijkingen die niet in de tabel staan. Het kloppend maken van halfvergelijkingen gaat volgens vaste regels. Door deze regels in de aangegeven volgorde toe te passen kunnen alle halfvergelijkingen kloppend worden gemaakt. Bijvoorbeeld het kloppend maken van de halfvergelijking MnO 4 - (aq) Mn 2+ (aq) in zuur milieu: Stel het skelet op van de halfvergelijking en maak deze kloppend voor alle atomen anders dan Pagina 25

27 O en H. In dit geval voor Mn: Maak de zuurstofbalans kloppend met H2O-moleculen: + Maak de waterstofbalans kloppend met H -ionen: Maak de ladingsbalans kloppend met elektronen: Pas een zuur-basecorrectie (zie hierna) toe, indien nodig. Dit kan nodig zijn als in de + vergelijking H -ionen voorkomen, terwijl de reactie in neutraal of basisch milieu plaatsvindt. In dit voorbeeld is geen correctie nodig omdat de reactie in zuur milieu plaatsvindt. Voeg de toestandsaanduidingen toe aan de totaalvergelijking van de redoxreactie.? Zuur-basecorrectie In neutraal of basisch milieu wordt de halfvergelijking gecorrigeerd door bij het linker en rechterlid van + de vergelijking elk evenveel OH -ionen op te tellen als er H -ionen staan. Vervolgens levert vereenvoudiging de juiste halfvergelijking op. Bijvoorbeeld voor de halfvergelijking MnO 4 - (aq) MnO 2(aq) in basisch milieu ontstaat met bovenstaande procedure de halfvergelijking: Na de zuur-basecorrectie ontstaat de halfvergelijking: Vereenvoudiging levert de juiste halfvergelijking op: Opstellen onbekende halfvergelijkingen Pagina 26

28 Opstellen onbekende halfvergelijkingen Voorbeeld 1 Maak de halfvergelijking waterstofperoxide zuurstof (in zure oplossing)kloppend met behulp van de besproken regels, zonder gebruik te maken van BINAS tabel 48. Werkwijze: Voorbeeld 2 Als je natronloog druppelt bij een oplossing van ijzer(ii)sulfaat, ontstaat een vuilgroen neerslag van ijzer(ii)hydroxide. Aan de lucht gaat de groene stof over in een oranjebruine vaste stof, ijzer(iii)hydroxide. Stel de halfvergelijkingen en de redoxvergelijking op van de omzetting van ijzer(ii)hydroxide in ijzer(iii)hydroxide aan de lucht. Maak geen gebruik van BINAS. Reductor Oxidator (zuurstof uit de lucht) Redoxvergelijking Na vermenigvuldigen en optellen van de halfvergelijkingen ontstaat de redoxvergelijking: Pagina 27

29 Redoxreacties in de praktijk Voorbeelden en toepassingen van redoxreacties zijn: 1. de langzame aantasting van metalen (corrosie); 2. de productie van metalen uit metaalertsen; 3. de kwantitatieve analyse (redoxtitraties); 4. stroombronnen en elektrolyse (elektrochemische processen); 5. het aantonen van aldehyden. Corrosie Staalproductie bij Corus in IJmuiden Bron: corusgroep Corrosie is de (langzame) aantasting van metalen. Corrosie is een verzamelnaam voor verscheidene soorten chemische reacties. Eén ding hebben deze reacties gemeen: het zijn alle redoxreacties en in alle gevallen wordt het metaal geoxideerd. De meest voorkomende corrosiereacties zijn: met zuurstof. Hierbij ontstaan metaaloxiden. De reactiesnelheid van de onedele metalen is bij deze oxidatieprocessen het grootst. Vaak speelt ook water een belangrijke rol bij de corrosie van metalen door zuurstof (zie het thema 'Sk-14 Elektrochemie'). Bijvoorbeeld voor het roesten van ijzer is niet alleen zuurstof nodig maar ook water of waterdamp: met verdunde sterke zuren en met halogenen. Deze reacties zijn in de praktijk alleen van belang voor de (chemische) industrie. Wanneer in een fabriek dergelijke agressieve stoffen worden gebruikt, moeten de buizen en ketels daar uiteraard tegen bestand zijn. 'Corrosie' komt terug in het hoofdstuk 'Sk-14 Elektrochemie'. Winning van metalen Behalve platina en goud komen alle andere metalen in de aarde als verbindingen voor. Als delfstoffen noemen we deze stoffen metaalertsen. Om het metaal uit het erts te bereiden moet het worden Pagina 28

30 gereduceerd: dus van positief metaalion naar vrij metaal. Reductie van metaaloxides Chemisch gemakkelijk te onsluiten ertsen zijn de metaaloxiden. Veel metaaloxiden kunnen we direct in metalen omzetten door reactie met koolstof, koolstofmono-oxide of waterstof. Deze reacties verlopen alleen bij hoge temperatuur. Bijvoorbeeld de reductie van koper(ii)oxide: Niet alle metaaloxides kunnen we op deze manieren reduceren. De oxiden van de zeer onedele metalen reageren niet met koolstof, koolstofmono-oxide of waterstof. Deze reductoren zijn daarvoor niet sterk genoeg. Metalen als magnesium, natrium en aluminium moeten we winnen door elektrolyse van gesmolten zouten (zie het thema 'Sk-14 Elektrochemie'). De verdringingsreeks voor reacties van metaaloxides bij hoge temperaturen is vrijwel hetzelfde als de verdringingsreeks die onder de knoppen Redoxreactie I en redoxreacties II is besproken: Waterstof, koolstof en koolstofmonooxide zijn hier in de reeks geplaatst. Deze drie deeltjessoorten zijn dus sterkere reductoren dan zink, maar zwakkere reductoren dan aluminium en metalen uit groepen 1 en 2. Koolstof is technisch gezien de belangrijkste reductor, omdat het goedkoop en ruim voorhanden is. Men gebruikt daarvoor cokes. Cokes wordt gemaakt door steenkool zonder lucht te verhitten. Alle vluchtige bestanddelen ontstnappen daarbij en er blijft vrijwel zuiver koolstof over. Koolstofmonooxide kan op eenvoudige wijze uit steenkool worden bereid. Roosten van nikkelerts (nikkelsulfide) Metaalsulfides worden eerst omgezet in oxides door reactie met zuurstof uit de lucht bij hoge temperatuur, het zogenoemde roosten van een erts. Het nikkeloxide kan met koolstof worden gereduceerd tot nikkel. Een groot bezwaar van het gebruik van sulfidische ertsen is de produktie van zeer grote hoeveelheden Pagina 29

31 zwaveldioxide. De ertsverwerkende industrie levert dan ook een grote bijdrage aan de luchtvervuiling met zwaveldioxide. Hoogovenproces IJzer is het meest gebruikte metaal. IJzererts (Fe2O 3) wordt in een hoogoven met koolstof (C), in de vorm van cokes, gereduceerd. In een hoogoven worden bovenin ijzererts, cokes en kalksteen gestort. Onderin wordt hete lucht geblazen. De cokes verbrandt tot koolstofdioxide. Het koolstofdioxide reageert in een hoger en koeler gedeelte van de oven met koolstof tot koolstofmonooxide. Het koolstofmonooxide reduceert het ijzeroxide tot ijzer. Het ijzer smelt door de hoge temperatuur en verzamelt zich onderin de hoogoven, waar het afgetapt kan worden. De verschillende reacties zijn: De toeslag van kalksteen dient om alle steenachtige stoffen in het erts, zoals zand, om te zetten in een gemakkelijk smeltbare massa. Deze massa wordt slak genoemd. De slak verzamelt zich eveneens in vloeibare vorm onderin de hoogoven en wordt periodiek afgetapt. Hoogoven 6 bij Corus IJmuiden Bron: Uwe Niggermeier Pagina 30

32 Op de site van Corus (Tata Steel) vind je een beschrijving van het productieproces met veel foto's. Redoxtitraties Redoxreacties worden gebruikt in de kwantitatieve analyse. Wanneer een stof als RED kan optreden, kunnen we de hoeveelheid ervan bepalen door titratie met een geschikte OX. De gang van zaken bij zo'n redoxtitratie is vergelijkbaar met die bij een zuur-basetitratie. De concentratie van de OX (of RED) moet dus bekend zijn en de (redox)reactie snel en volledig. Door in te spelen op de optredende kleurveranderingen hebben we bij redoxtitraties meestal geen indicator nodig. Het equivalentiepunt kunnen we ook bepalen met behulp van potentiaalmetingen. Elektrochemische processen Bij elektrochemische processen wordt chemische energie omgezet in elektrische energie of omgekeerd. Dit is mogelijk indien we de elektronenoverdracht tussen de reactanten laten verlopen via een externe weg (elektrisch circuit). De werking van elektrische cellen of stroombronnen zoals de loodaccu, de batterij en de brandstofcel berust op de omzetting van chemische energie in elektrische energie. Bij elektrolyse wordt elektrische energie omgezet in chemische energie. Belangrijke toepassingen zijn onder meer het winnen van (zeer onedele) metalen uit hun zouten en de productie van chloor door de elektrolyse van een NaCl-oplossing. We behandelen elektrochemische processen in het thema 'Sk-14 Elektrochemie'. Oefening REDOX Door deze oefening te doen, kun je nagaan of je de stof voldoende beheerst. Oefening REDOX maken.wikiwijs.nl/p/questionnaire/standalone/ Bij deze oefening mag je gebruik maken van het BINAS-tabellenboek. Na het invullen van je antwoord druk je op de knop controle. Als het antwoord fout is, krijg je een stukje uitleg of een aanwijzing. Maak de vraag vervolgens opnieuw. Als je antwoord bij de controle goed is, krijg je toch uitleg. Neem hier goede notitie van, want de uitleg kan het leereffect van deze oefening vergroten. Veel succes! Pagina 31

33 Havo-examen e tijdvak Beschouw de volgende vergelijking van een redoxreactie: 2Hg 2+ (aq) + Sn 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) --> Hg 2 Cl 2 (s) + Sn 4+ (aq) Welk ion treedt in deze reactie op als oxidator? a. uitsluitend Hg 2+ als oxidator uitsluitend Cl als reductor a. uitsluitend Hg 2+ als oxidator uitsluitend Sn 2+ als reductor a. zowel Hg 2+ als Sn 2+ als oxidator uitsluitend Cl - als reductor a. uitsluitend Hg 2+ als oxidator zowel Sn 2+ als Cl als reductor Havo-examen e tijdvak Men laat Cr 2 O 7 2- reageren met Fe 2+. De vergelijkingen van de halfreacties hierbij zijn: Fe > Fe e Cr 2 O H + + 6e ---> 2Cr H 2 O Hoeveel mol elektronen wordt overgedragen als 1 mol Cr 2 O 2-7 geheel reageert met Fe 2+? a. 7 mol elektronen a. 12 mol elektronen a. 1 mol elektronen a. 6 mol elektronen Havo-examen e tijdvak Men voegt een CuSO 4 -oplossing toe aan een KI-oplossing, dan treedt de volgende reactie op: 2 Cu I --> 2 Cu + + I 2 Het Cu + reageert dan verder volgens: Cu + + I --> CuI(s) Hoeveel mol Cu 2+ -ionen en hoeveel mol I -ionen worden verbruikt om 1 mol CuI(s) te laten vormen? Pagina 32

34 a. 2 mol Cu 2+ en 2 mol I a. 1 mol Cu 2+ en 1 mol I a. 1 mol Cu 2+ en 2 mol I a. 2 mol Cu 2+ en 1 mol I Havo-examen e tijdvak Men wil MnO 4 2 -ionen omzetten in MnO 4 -ionen. Maak de juiste keuze bij (1) en (2). Een MnO 2 4 -ion moet daartoe een elektron afstaan/opnemen (1). Men moet dus een oxidator/reductor (2) toevoegen. a. (1) afstaan (2) reductor a. (1) opnemen (2) oxidator a. (1) afstaan (2) oxidator a. (1) opnemen. (2) reductor Havo-examen e tijdvak Kwik is een veel edeler metaal dan nikkel. Welke (nagenoeg) aflopende reactie kan men op grond van dit gegeven verwachten? a. Ni 2+ + Hg 2+ --> Ni + Hg a. Ni + Hg 2+ --> Ni 2+ + Hg a. Ni 2+ + Hg --> Ni + Hg 2+ a. Ni + Hg --> Ni 2+ + Hg 2+ Havo-examen e tijdvak Beschouw de volgende reactie: 2 Cu I --> 2 CuI + I 2 Wat gebeurt er met de Cu 2+ -ionen tijdens deze reactie? Elk Cu 2+ -ion a. neemt 1 elektron op a. staat 2 elektronen af a. neemt 2 elektronen op a. staat 1 elektron af Pagina 33

35 Havo-examen e tijdvak Als men een stukje natrium in een magnesiumsulfaatoplossing brengt, ontstaat een wit neerslag en ontwijkt er een gas. Welk neerslag ontstaat en welk gas ontwijkt? a. neerslag is Mg het gas is SO 2 a. neerslag is Mg het gas is H 2 a. neerslag is Mg(OH) 2 het gas is SO 2 a. neerslag is Mg(OH) 2 het gas is H 2 Havo-examen e tijdvak Welke van de hieronder genoemde reacties is een redoxreactie? I De reactie tussen koper(ii)oxide en waterstof II De reactie tussen koper(ii)oxide en verdund zwavelzuur. a. uitsluitend II a. zowel I als II a. uitsluitend I a. noch I, noch II Havo-examwn e tijdvak Men brengt een koperdraadje in een zilvernitraat-oplossing, dan zet zich zilver af op het koperdraadje. De oxidator in dit proces is: a. Cu(s) a. Cu 2+ a. Ag + (aq) a. Ag(s) Havo-examen e tijdvak Beschouw de volgende beweringen. I De reactie tussen zink en zoutzuur is een redoxreactie. II De reactie tussen zinkoxide en zoutzuur is een redoxreactie. Welke van de beweringen is juist? a. uitsluitend I a. zowel I als II a. uitsluitend II a. noch I, noch II Pagina 34

36 Havo-examen e tijdvak Men laat een stukje magnesiumlint reageren met zoutzuur. De reactie die plaatsvindt, kan men als volgt weergeven: Mg(s) + 2H + (aq) --> Mg 2+ (aq) + H 2 (g) De reactie tussen magnesium en zoutzuur is een redoxreactie. In deze reactie is magnesium: a. reductor, want het staat elektronen af. a. oxidator, want het staat elektronen af. a. reductor, want het neemt elektronen op. a. oxidator, want het neemt elektronen op. Havo-examen e tijdvak Men wil een FeCl 3 -oplossing omzetten in een oplossing die Fe 2+ -ionen bevat. Hiertoe moet men aan de FeCl 3 -oplossing toevoegen: a. zilvernitraatoplossing a. zoutzuur a. chloorwater a. ijzerpoeder Havo-examen e tijdvak Welke van de onderstaande reacties is een redoxreactie? I Ca(s) + H 2 O(l) --> CaO(s) + H 2 (g) II CaO(s) + H 2 O(l) --> Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) a. uitsluitend I a. zowel I als II a. uitsluitend II a. noch I, noch II Havo-examen e tijdvak Sn 2+ kan bij redoxreacties optreden als oxidator en als reductor. Maak een juiste keuze bij (1) en (2). Als Sn 2+ als reductor optreedt, ontstaat hier uit Sn/Sn 4+ (1), doordat Sn 2+ dan elektronen afstaat/opneemt (2) a. (1) Sn (2) afstaat a. (1) Sn 4+ (2) afstaat a. (1) Sn 4+ (2) opneemt a. (1) Sn (2) opneemt Pagina 35

37 Havo-examen e tijdvak Het aantal mmol ClO in een hoeveelheid bleekwater wordt bepaald. Hiertoe voegt men, na aanzuren, een overmaat kaliumjodide-oplossing toe. Vervolgens wordt het gevormde jood getitreerd met een natriumthiosulfaatoplossing. De onderstaande reacties treden op: ClO (aq) + 2I (aq) + 2H + (aq) --> Cl (aq) + I 2 (aq) + H 2 O(l) I 2 (aq) + 2S 2 O 3 2 (aq) --> 2I (aq) + S 4 O 6 2 (aq) Hoeveel mmol ClO bevat het bleekwater, als voor de titratie 4 mmol natriumthiosulfaat-opl. nodig is? a. 4 mmol a. 8 mmol a. 2 mmol a. 1 mmol Toets Redoxreacties Toets REDOX maken.wikiwijs.nl/p/questionnaire/standalone/ Bij deze meerkeuzetoets is het gebruik van Binas-informatieboek noodzakelijk. Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/overzicht' drukken. Je krijgt eerst een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien. Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag. Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden en vaak ook bij de goede antwoorden. Aanbevolen werktijd: circa 50 minuten Veel succes! Ga met behulp van gegevens uit Binas-informatieboek na of er redoxreacties kunnen optre den tussen bepaalde chemicaliën in de volgende drie gevallen: I II vloeibaar kwik wordt vermengd met een joodoplossing zink wordt vermengd met een kwik(ii)chloride-oplossing III een zinkjodide-oplossing wordt vermengd met een kwik(ii)chlorideoplossing In welk geval kan er een redoxreactie optreden? Pagina 36