Curie Hoofdstuk 11 HAVO 5

Transcriptie

1 Redoxreacties Curie Hoofdstuk 11 HAVO 5

2 11.11 Wat zijn redoxreacties? 11.2 Voorspellen van redoxreacties 11.3 Elektrische stroom uit reacties 114Corrosie Elektrolyse 11.6 Metaalwinning

3 11.1 Wat zijn redoxreacties?

4 Wat zijn Redoxreacties? Red-Ox komt van Reductor Oxidator Reductor reduceert = staat elektronen af Oxidator oxideert = neemt elektronen op Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen van de reductor naar de oxidator.

5 Wat zijn Redoxreacties? Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen van de reductor naar de oxidator. e - Reductor + oxidator

6 Wat zijn Redoxreacties? Een redoxreactie is opgebouwd uit twee halfreacties, namelijk: de reactie die elektronen afstaat de reactie die elektronen opneemt Welke halfreacties gaan er bijvoorbeeld schuil achter de verbranding van Magnesium tot magnesiumoxide?

7 Metalen en niet-metalen Welke halfreacties gaan er bijvoorbeeld schuil achter de verbranding van Magnesium tot magnesiumoxide? 2 Mg + O 2 2 MgO In MgO heeft zuurstof lading 2- (O 2- ) en magnesium 2+ (Mg 2+ ). Blijkbaar heeft Mg twee elektronen afgestaan, terwijl zuurstof er twee heeft opgenomen

8 Metalen en niet-metalen Welke halfreacties gaan er bijvoorbeeld schuil achter de verbranding van Magnesium tot magnesiumoxide? 2 Mg + O 2 2 MgO Mg Mg e - (vorming van magnesiumionen) O e - 2 O 2- (vorming van oxide ionen) De Mg-atoom is de reductor (staat af) en O-atoom is de oxidator (neemt op)

9 Metalen en niet-metalen 2x Mg Mg e - O +4e 2O Mg+ O + 4e - 2Mg O e Mg + O 2 2 Mg O 2-4 e - 2 Mg + O 2 2 MgO

10 Halogenen en halogenide-ionen Doe oplossingen van KBr en Cl 2 bij elkaar. De oplossing wordt bruin, er wordt Br 2 gevormd. Dat kan alleen als de Br - elektronen afstaat, zodat Br 2 gevormd kan worden. 2 Br - Br e - (bromide is reductor) Maar welke stof neemt de elektronen op? Cl e - 2 Cl - (chloor is oxidator)

11 Halogenen en halogenide-ionen 2 Br - Br e - Cl e - 2 Cl Br - + Cl 2 Br Cl - 2 e - Voor de reactie Reactievergelijking Na de reactie Cl 2 2( (aq) K + (aq), Br - (aq) H 2 O(l) 2 Br - + Cl 2 Br Cl Br 2 2( (aq) K + (aq), Cl - (aq) H 2 O(l) K + i d i t t d ti K + ionen doen niet mee met de reactie en zijn dus tribune-ionen

12 Halogenen en halogenide-ionen Cl 2 reageert wel met Br -, maar omgekeerd Br 2 reageert niet met Cl -. Maar Br - 2 reageert weer wel met I. Cl 2 > Br 2 > I 2 Hier betekent > dus reageert beter dan of neemt beter elektronen op Chloor, Cl 2 is de sterkere reductor

13 Halogenen en halogenide-ionen Maar voor het afstaan van elektronen geldt precies het omgekeerde: I - >Br - >Cl - Hier betekent > dus staat makkelijker elektronen af Jodide, I - is de sterkere oxidator

14 Halogenen en halogenide-ionen F 2 F - 2 Cl 2 Toenemende Cl - Br 2 oxidatorsterkte Br - Toenemende reductorsterkte I 2 I - Waarom????

15 Halogenen en halogenide-ionen Waarom verschillen in oxidator/reductor sterkte? Bij I - zit de buitenste valentie elektron veel verder van de kern van het atoom dan bij F -, daardoor veel losser en makkelijker te verwijderen. I - staat makkelijker af, dus sterkere reductor. F 2 bestaat uit veel kleinere F-atomen en dus valentie elektronen zullen dichter bij de kern komen te zitten en dus steviger aangetrokken e worden, dus sterkere e e oxidator.

16 Metalen en metaal-ionen Zet een metalen spijker in een koper(ii)sulfaat oplossing. Wat gebeurt er? Er ontstaat een rode aanslag op de spijker, dit is koper.

17 Metalen en metaal-ionen Er ontstaat een rode aanslag op de spijker, dit is koper. Blijkbaar is de Cu 2+ in de koper(ii)sulfaat omgezet in koper. Cu e - Cu Hiervoor zijn elektronen nodig en die kunnen alleen van het ijzer zijn gekomen. Fe Fe e -

18 Metalen en metaal-ionen Cu e - Cu Fe Fe 2+ +2e - Fe + Cu 2+ Cu + Fe 2+ 2 e - Voor de reactie Reactievergelijking Na de reactie Fe(s) Cu 2+ (aq), SO 2-4 (aq) H 2 O(l) Fe + Cu 2+ Cu + Fe 2+ Cu(s) Fe 2+ (aq), SO 2-4 (aq) H 2 O(l) SO 2-4 ionen doen niet mee met de reactie en zijn dus tribune-ionen i

19 Metalen en metaal-ionen Breng koperkrullen in een zilvernitraatoplossing. Wat gebeurt er? Er ontstaat een grijze aanslag op de spijker, dit is zilver.

20 Metalen en metaal-ionen Er ontstaat een grijze aanslag op de spijker, dit is zilver. Blijkbaar is de Ag + in de zilvernitraat omgezet in zilver. Ag + + e - Ag Hiervoor zijn elektronen nodig en die kunnen alleen van het koper zijn gekomen. Cu Cu e -

21 Metalen en metaal-ionen 2x Ag + + e - Ag Cu Cu 2+ +2e - Cu + 2 Ag + Cu Ag 2 e - Voor de reactie Reactievergelijking Na de reactie Cu(s) Ag + (aq), NO 3- (aq) H 2 O(l) Cu + 2 Ag + 2 Ag + Cu 2+ Ag(s) Cu 2+ (aq), NO 3- (aq) H 2 O(l) NO 3- ionen doen niet mee met de reactie en zijn dus tribune-ionen i

22 Metalen en metaal-ionen Metalen kunnen elektronen afstaan, hierdoor ontstaan positieve metaalionen. Metalen zijn dus reductoren. De metaalionen kunnen weer elektronen opnemen, het zijn dus oxidatoren. Ook bij metalen is sprake van reductor en oxidator sterkte. Een edelmetaal staat moeilijk elektronen af (zwakke reductor) en zal dus niet snel geoxideerd worden. IJzer roest snel, goud duidelijk niet!!! IJzer roest snel, goud duidelijk niet!!! (IJzer is onedel, goud is edel)

23 Metalen en metaal-ionen Ook bij metalen is sprake van reductor en oxidator sterkte. Voorbeeld van de Cu-krullen in AgNO 3 opl: Zilver is een sterkere oxidator dan koper, het neemt sneller elektronen op, koper is een sterkere reductor en staat dus makkelijker elektronen af. We zeggen: Zilver is edeler dan koper. Een onedel metaal staat makkelijker elektronen af.

24 11.2 Voorspellen van redoxreacties

25 Voorspellen van redox reacties Twee reacties uit 11.1: Fe + Cu 2+ Cu + Fe 2+ (Spijker in CuSO 4 oplossing) 2 e - Cu 2+ neemt 2 elektronen op, Cu 2+ is oxidator Cu+2Ag + Cu 2+ +2Ag (Koperkrullen in AgNO 3 oplossing) 2 e - Cu staat 2 elektronen af, Cu is reductor Cu/Cu 2+ noemen we een REDOXKOPPEL

26 Voorspellen van redox reacties Redoxkoppels A red + B ox A ox + B red.. e - A red staat.. elektronen af en vormt A ox B ox neem.. elektronen op en vormt B red A red /A ox en B red /B ox zijn REDOXKOPPELS

27 BINAS Tabel 48 - Redoxkoppels Voorspellen van redox reacties OX RED Sterkere oxidator Indien de oxidator hoger staat dan de reductor dan volgt een Redox reactie. Sterkere reductor

28 Voorspellen van redox reacties Voorbeeld: Koperkrullen, Cu in AgNO + 3 oplossing (= Ag ionen) Cu Cu e - 2 Ag e - 2 Ag Cu + 2 Ag + Cu 2+ + Ag Ox hoger dan Red reactie

29 Voorspellen van redox reacties Nu omgekeerd: Zilverkrullen, llen Ag in Cu(NO 3 ) 2 oplossing (= Cu 2+ ionen) Ox lager dan Red GEEN reactie

30 Voorspellen van redox reacties Nog één: IJzer in zuur (Fe in H + ) Ox hoger dan Red reactie 2 H e - H 2 (g) Fe Fe e - Fe + 2 H + Fe 2+ +H 2

31 Redoxreacties opstellen Als je de halfreacties hebt dan stel je de totaalvergelijking als volgt op: 1. Maak de aantallen opgenomen en afgestane elektronen aan elkaar gelijk, door de coëfficiënten te vermenigvuldigen. 2. Streep de elektronen weg. 3. Tel de reacties op. 4. Streep eventueel dezelfde deeltjes voor en na de reactiepijl weg.

32 Redoxreacties opstellen Reactie van ijzer (Fe) met chloor (Cl 2 ): Fe Fe e - (x 2) Cl e - 2 Cl - (x 3) Stap 1 2 Fe 2 Fe e - Stap 2 3 Cl2 + 6 e - 6 Cl - + 2Fe+3Cl 2Fe +6Cl Stap 3 2Fe+3Cl 2 2FeCl 3 (s)

33 Andere oxidatoren en reductoren H 2 O 2 oxidator bleekmiddel, bleken van haar. Koolstof en koolstofmono-oxide CO, reductoren ijzer maken in Hoogovens Samengestelde ionen kunnen soms als oxidator of als g reductor reageren zie tabel Binas 48

34 Tabel 48 Binas Voor de Redox reacties in tabel 48 geldt: De reacties vinden plaats in oplossingen (enkele uitzonderingen). De concentratie van de reagerende deeltjes is steeds 100 1,00 mol/l. Temperatuur 298 K en druk p 0 (= atmosferische druk)

35 11.3 Elektrische stroom uit reacties

36 Een elektrochemische cel Zn + 2 H + Zn 2+ + H 2 Deze reactie is opgebouwd uit twee halfreacties: Zn Zn e - 2H + +2e - H 2 Zink atomen staan dus elektronen af aan H + ionen.

37 Een elektrochemische cel Het afstaan van elektronen gebeurt ook in een elektrochemische cel, alleen vindt daar de overdracht plaats via een stroomdraad. Verplaatsing van elektronen door de draad is een elektrische stroom: Een elektrochemische cel of elektrische cel zet chemische energie om in elektrische energie.

38 Een elektrochemische cel A Een zinkstaaf en een koolstaaf in een H 2 SO 4 oplossing: Zn C Zn staat elektronen af en Zn 2+ gaat in de oplossing: Zn Zn 2+ +2e - e - e - De elektronen gaan via de stroomdraad, door de ampèremeter naar de koolstaaf. H + ionen gaan naar de koolstaaf en nemen Zn 2+ de elektronen op en vormen H H 2. Het vormt 2 gasbelletjes: H + 2 H e - H 2

39 Een elektrochemische cel A De ampèremeter zal uitslaan want er loopt een stroom. De elektronen stromen van de Zn naar de Zn C C staaf, de Zn-staaf is negatief t.o.v. de C- staaf. e - e - Daarom zeggen we dat de C-staaf de + pool (plus-pool of positieve elektrode) en - Zn-staaf (min-pool Zn + de de pool of 2+ H 2 negatieve elektrode). H +

40 Een elektrochemische cel Een elektrochemische cel bestaat uit twee elektroden (of polen) in een oplossing met vrije ionen. Een stof waarvan de oplossing in water vrije ionen bevat, heet een elektrolyt. D l kt i d t d d d ti De elektronen gaan via de stroomdraad van de negatieve elektrode (- pool) naar de positieve elektrode (+ pool).

41 Een elektrochemische cel Daar waar de reductor reageert, wordt de elektrode negatief: de min-pool. Als de min-pool een onedel metaal is kan dit metaal zelf de reductor zijn; de pool wordt dan aangetast. Daar waar de oxidator reageert, wordt de elektrode positief: de plus-pool. Mr PO = Min-pool Reductor Plus-pool Oxidator

42 Een elektrochemische cel De H + ionen kunnen ook direct met Zn-staaf reageren: Rechtstreeks met de Zn staaf, er ontstaat Zn 2+ en H 2 Via de koolstaaf en de geleidende verbinding (draden, ampèremeter) naar de zinkstaaf. Om dit soort reacties te voorkomen plaatst men vaak een Om dit soort reacties te voorkomen plaatst men vaak een poreuze wand of membraan tussen de elektroden.

43 Een elektrochemische cel Om dit soort reacties te voorkomen plaatst men vaak een poreuze wand of membraan tussen de elektroden. Zn A C De poreuze wand mag de reagerende deeltjes uit de redoxreactie niet doorlaten, maar moet wel de stroom geleiden. Poreuze wand

44 Een elektrochemische cel Ook kun je i.p.v. een poreuze wand een zogenaamde zoutbrug ggebruiken. Animatie van elektrochemische cel

45 De batterij Een batterij noemen ze een droge cel. De buitenkant van de batterij j( (zink) is de negatieve pool en de koolstofstaaf de positieve pool. De eigenlijke oxidatie halfreactie is gebaseerd op de reactie tussen MnO 2 (bruinsteen) en water. Als elektrolyt is een pasta van NH 4 Cl aanwezig. Voor de halfreactie met de reductor geldt: Zn (s) Zn e - Voor de halfreactie met de oxidator geldt: 2 MnO 2 (s) + H 2 O (l) + 2 e - Mn 2 O 3 (s) + 2 OH -

46 De loodaccu Een loodaccu bestaat uit meerdere cellen in serie geschakeld. Per cel zijn er twee loodplaten waarvan er één bedekt is met PbO 2. De loodplaat werkt als reductor en zorgt voor de vorming van de negatieve pool. Het PbO 2 werkt als oxidator en zorgt voor de vorming van de positieve pool. De accu is gevuld met een zwavelzuur- oplossing die dienst doet als elektrolyt.

47 De loodaccu Voor de halfreactie met de reductor geldt: Pb (s) + SO 4 2- (aq) PbSO 4 (s) + 2 e - Voor de halfreactie met de oxidator geldt: PbO H + + 2e - 2 (s) SO 4 (aq) (aq) PbSO 4 (s) + 2H 2 O(l) Na verloop van tijd zal de accu zijn uitgeput. De loodplaten zijn dan geheel bedekt met lood(ii)sulfaat. Het is mogelijk om een loodaccu weer op te laden, dit kan door middel van elektrolyse. Als beide polen van een accu worden verbonden met de overeenkomstige polen van een externe spanningsbron (dynamo) dan zullen beide halfreacties in omgekeerde richting gaan verlopen. De accu wordt op die manier weer opgeladen.

48 11.4 Corrosie

49 Corrosie Bescherming tegen corrosie door afdekken: Verf (bruggen, auto s, fietsen) Olie (fietsketting) Teerproducten, zoals Tectyl (onderkant auto) Glas ( le) Laagje andere metalen, verchromen (laagje chroom) en galvaniseren (laagje zink). Blik is ijzer met laagje Tin. De oxidelaag van deze metalen is ondoordringbaar en beschermt het onderliggende metaal.

50 Corrosie Bescherming met opofferingsmetaal: Metalen blokken die op ijzeren constructies worden gemonteerd, bv boten en booreilanden. De metalen die op het ijzer worden geplaatst, t vormen samen met het ijzer een electrochemische cel. Het zeewater is het elektrolyt. Het opofferingsmetaal moet regelmatig vervangen/ververst worden.

51 Corrosie Bescherming door legeringen: Door een legering (of alliage) te maken wordt het corrosiebestendiger.

52 11.5 Elektrolyse

53 Elektrolyse Bij elektrolyse wordt elektrische energie gebruikt om chemische reacties die niet spontaan optreden (OX < RED) toch te laten verlopen. Aan de + pool reageert de sterkste reductor. Bijv: negatief ion Br -, OH -, water of het metaal van de elektrode. Aan de pool reageert de sterkste oxidator. Bijv: positief ion Cu 2+, H + of water. Een elektrode van koolstof of edelmataal noemen we een onaantastbare elektrode (reageert niet mee).

54 Elektrolyse Zoutoplossing voor Zoutoplossing voor geleiding, elektrolyt

55 Elektrolyse van CuCl 2 oplossing Aan de negatieve kathode (aanvoer e - ) reageert Cu 2+ als oxidator: Cu e - Cu Aan de positieve anode (afvoer e - ) reageert chloride als reductor: 2 Cl - Cl 2 (g) + 2 e -

56 Elektrolyse toestel van Hofmann Aan de negatieve kathode (aanvoer e - ) reageert water als oxidator: 2HO+2e H 2 (g)+ 2 OH Aan de positieve anode (afvoer e - ) reageert water als reductor: 2HO 2 O 2 (g) + 2 H e -

57 Elektrolyse Bij elektrolyse reageert aan de pool altijd de sterkste oxidator en aan de + pool de sterkste reductor. Een uitzondering: Chloride in Water. Water is een sterkere reductor dan chloride, maar toch reageert chloride tot chloor, Cl 2. Elektrolyse = gedwongen redox daar ga je van mopperen M.O.P.R. En dan is dus de Min-pool de plek waar de Oxidator reageert en bij de Plus-pool reageert de Reductor

58 Elektrolyse CuSO 4 oplossing met koolstofelektroden: - + Aanwezige oxidatoren: Cu 2+, H 2 O Sterkste OX: Cu 2+ C Cu C O 2 Reactie: Cu e - Cu Aanwezige reductoren: H 2 O Sterkste RED: H 2 O 2 Cu 2+ SO H 2 O O 2 (g) + 2 H e

59 Elektrolyse CuSO 4 oplossing met koperelektroden: - + Aanwezige oxidatoren: Cu 2+, H 2 O Sterkste OX: Cu 2+ Cu Cu Cu Reactie: Cu e - Cu Aanwezige reductoren: Cu, H 2 O Sterkste RED: Cu Cu 2+ SO 4 2- Reactie: Cu Cu e -

60 Verchromen, verzilveren Door een elektrolyse uit te voeren waarbij een chroom of zilver laagje ontstaat op de negatieve elektrode kun je verchromen of verzilveren. Dit proces noemen ze ook Galvaniseren.

61 11.6 Metaalwinning

62 Metaalwinning De belangrijkste chemische reactievergelijkingen: C + O 2 CO (Energie opleverende verbranding van koolstof) CO 2 +C 2CO(Vorming2 van het gasvormige reductiemiddel koolmonoxide) Fe 2 O CO 3 CO Fe (Reductie van ijzeroxide tot ijzer)

63 Metaalwinning