Redoxreacties. Gegeven zijn de volgende reactievergelijkingen: Reactie 1: Pd Cl - 2- PdCl 4 Reactie 2: 2 Cu I - -

Transcriptie

1 Redoxreacties 5vwo Opgave 1 Redox of niet? Gegeven zijn de volgende reactievergelijkingen: Reactie 1: Pd Cl - 2- PdCl 4 Reactie 2: 2 Cu I CuI + I 3 Leg voor elk van beide reacties uit of het een redoxreactie is. Opgave De reactie Pd + 2 CuCl 4 PdCl CuCl 2 is een redoxreactie. 2- Leg aan de hand van ladingen van deeltjes uit of Pd dan wel CuCl 4 bij deze reactie als oxidator optreedt. Opgave 3 De reactie N 2 H FeO(OH) 4 Fe 3 O 4 + N H 2 O is een redoxreactie. a. Leg aan de hand van ladingen van de ijzerdeeltjes uit of FeO(OH) bij deze reactie als reductor of als oxidator optreedt. Opgave 4 Jodometrische titratie van malachiet Malachiet is een kopererts dat als enige koperverbinding Cu 2 CO 3 (OH) 2 bevat. Om het gehalte Cu 2 CO 3 (OH) 2 in malachiet vast te stellen, voert men het volgende experiment uit. Aan 2,317 g malachiet wordt een overmaat van een oplossing van zwavelzuur toegevoegd. Het Cu 2 CO 3 (OH) 2 (s) wordt hierdoor volledig omgezet in Cu 2+ (aq). a. Bepaal de lading van het koperion in malachiet. b. Leg m.b.v. een reactievergelijking uit of deze omzetting een redoxreactie is. Vervolgens wordt aan de ontstane oplossing een overmaat van een oplossing van kaliumjodide toegevoegd. Hierbij treedt de volgende reactie op: 2 Cu 2+ (aq) + 4 I - (aq) 2 CuI(s) + I 2 (aq) (Ga dit na aan de hand van halfreacties uit Binas-48!) Het ontstane jood wordt getitreerd met een 0,1234 M oplossing van natriumthiosulfaat. Hiervan blijkt 20,87 ml nodig te zijn. c. Welke indicator wordt hierbij gebruikt met welke waarnemingen? Noteer je antwoord als volgt: Indicator: Kleur voor equivalentiepunt:... Kleur na equivalentiepunt:... d. Bereken uit bovenstaande gegevens het massapercentage Cu 2 CO 3 (OH) 2 in het onderzochte malachiet.

2 Opgave 5 Natriumsulfiet (Na 2 SO 3 ) wordt door zuurstof uit de lucht omgezet in natriumsulfaat. Om het massapercentage Na 2 SO 3 in een oude voorraad natriumsulfiet te bepalen, wordt 5,030 gram van de vaste stof opgelost en aangevuld tot een volume van 250,0 ml. Van deze oplossing wordt 10,00 ml gepipetteerd in een erlenmeyer en aangezuurd. Vervolgens wordt de vloeistof in de erlenmeyer getitreerd met een 0,02024 M oplossing van kaliumpermanganaat. Hiervan is 29,70 ml nodig. a. Welke kleurverandering treedt op bij het bereiken van het equivalentiepunt van deze titratie? Noteer je antwoord als volgt: Kleur voor equivalentiepunt:... Kleur na equivalentiepunt:... b. Bereken het massapercentage Na 2 SO 3 in de onderzochte vaste stof. Opgave 6 Brandstofcel Een verbranding is een redoxreactie, dus kan er een elektrochemische cel worden gemaakt. Bij een brandstofcel worden de brandstof en zuurstof (lucht) in aparte compartimenten ingeleid. Een voorbeeld hiervan is een methanol-brandstofcel. Een semipermeabel membraan scheidt de twee compartimenten en laat alleen H + -ionen door, waardoor een zoutbrug overbodig is. a. Geef de vergelijkingen van de halfreacties die plaats vinden aan de elektroden E I en E II. b. Geef de totaalreactie van de halfreacties bij opgave a. c. Beredeneer of de elektronen via de elektromotor stromen van E I naar E II of omgekeerd. d. Beredeneer of de H + -ionen door het membraan stromen van compartiment I naar compartiment II of omgekeerd.

3 Opgave 7 Elektrochemische cel Britt bouwt een elektrochemische cel met de volgende onderdelen: Een bekerglas met tinstaaf en een 1,0 M tin(iv)nitraatoplossing Een bekerglas met een koolstofstaaf een 1,0 M kopernitraatoplossing Stroomdraden Zoutbrug Zodra ze de stroomkring sluit, ziet ze dat op de koolstofstaaf langzaam een roodbruine aanslag ontstaat. a. Teken de opstelling van Britt s cel. b. Geef de halfreacties en totaalreactie van deze redoxreactie. Tip: kijk goed naar de halfreactie van tin! c. Welke pool is de positieve pool en welke de negatieve? d. Hoe gaat de elektronenstroom? e. Waar vindt de oxidatie plaats? f. Bereken de bronspanning. Na enige tijd is de koolstofstaaf 0,25 g zwaarder geworden. g. Bereken hoeveel de andere staaf lichter is geworden. Britt vervangt de 1,0 M kopernitraatoplossing voor een kopernitraatoplossing met een hogere concentratie. h. Beredeneer wat het gevolg is voor de bronspanning.

4 Hoofdstuk 13 Oefenen redox 5vwo Opgave 1 Reactie 1: Na de reactie is er PdCl 2-4. De vier Cl - -ionen zorgen voor een lading van 4-, dus om een totale lading van 2- te krijgen gaat het om Pd 2+. Voor de reactie was er ook Pd 2+, dus geen elektronenoverdracht, dus geen redox. Reactie 2: Voor de reactie: Cu 2+ Na de reactie Cu + Er wordt in dit geval dus wel elektronen overgedragen, dus wel redox. Opgave 2 Voor de reactie: Pd (neutraal) Na de reactie Pd 2+ (zie ook opgave 1) Palladium staat dus elektronen af en is dus reductor. Opgave 3 FeO(OH): O 2- en OH -, dus totaal 3-. Voor de reactie dus Fe 3+ Fe 3 O 4 : 4 O 2-, dus 8-. Dit kan als er twee Fe 3+ -ionen en één Fe 2+ -ion is. Fe 3+ wordt dus Fe 2+, dus neemt elektronen op, dus oxidator. Opgave 4 a. Cu 2 CO 3 (OH) 2 2 OH CO Het is dus Cu 2+ b. Zuur-base: Cu 2 CO 3 (OH) 2 (s) + 4 H 3 O + (aq) 2 Cu 2+ (aq) + 7 H 2 O(l) + CO 2 (g) c. Indicator: Zetmeel Kleur voor equivalentiepunt: paars Kleur na equivalentiepunt: kleurloos

5 d. Reactievergelijking van de titratie: 2-2- RED: 2 S 2 O 3 S 4 O 6 + 2e - OX: I 2 + 2e - 2 I S 2 O 3 + I 2 S 4 O I - Na 2 S 2 O 3 : [Na 2 S 2 O 3 ] = 0,1234 M V = 20,87 ml n = [Na 2 S 2 O 3 ] V = 20,87 0,1234 = 2,58 mmol S 2 O 3 2- : n = 2,58 mmol (1 : 1, volgens oplosvergelijking) I 2 : n = 1,29 mmol (1 : 2, volgens titratievergelijking) Cu 2+ : n = 2,58 mmol (1 : 2, volgens vergelijking uit de opgave) Cu 2 CO 3 (OH) 2 : n = 1,29 mmol (1 : 2, volgens antwoord op opgave b) M = 221,126 g mol -1 m = n M = 1, ,126 = 0,285 g massa% 0, % 12,29% 2,317 Opgave 5 a. Kleur voor equivalentiepunt: paars (MnO - 4 ) Kleur na equivalentiepunt: kleurloos (Mn 2+ ) - b. RED: MnO H + + 5e - Mn H 2 O OX: SO 3 + H 2 O SO H + + 2e MnO SO H H 2 O 2 Mn H 2 O + 5 SO H MnO SO H + 2 Mn H 2 O + 5 SO 4 2 : 5 KMnO 4 : [KMnO 4 ] = 0,02024 M V = 29,70 ml n = [KMnO 4 ] V = 0, ,70 = 0,601 mmol MnO 4- : n = 0,601 mmol (1 : 1, volgens oplosvergelijking) SO 3 2- : n = 2 5 0,601 = 1,50 mmol (2 : 5, volgens titratievergelijking)

6 Na 2 SO 3 : n = 1,502 mmol (1 : 1, volgens oplosvergelijking) M = 126,02 g mol -1 m = n M = 1, ,02 = 0,1894 g Er zat dus 0,1894 g Na 2 SO 3 in 10 ml onderzochte vloeistof, dus in het totaal van 250 ml zat 25 zo veel. Er zat 25 0,1894 = 4,735 g Na 2 SO 3 in het monster. massa% 4, % 94,14% 5,030 Opgave 6 a. Bij I: CH 3 OH + H 2 O CO 2 + 6H + + 6e - Bij II: O H + + 4e - 2 H 2 O b. RED: CH 3 OH + H 2 O CO 2 + 6H + + 6e - 2 OX: O H + + 4e - 2 H 2 O CH 3 OH + 3 O H 2 O + 12 H + 2 CO H 2 O + 12 H + 2 CH 3 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O c. Bij E I ontstaat een overschot aan elektronen en bij E II zijn elektronen nodig. De elektronen stromen dus van E I naar E II. d. Bij E I ontstaan H + -ionen en bij E II zijn H + -ionen nodig, dus van compartiment I naar compartiment II. Opgave 7 a. Zie tekening b. OX: Cu e - Cu 2 RED: Sn Sn e Cu 2+ + Sn 2 Cu + Sn 4+ c. Het tin geeft e - af, dus elektronenoverschot, dus negatieve elektrode. Koper neemt elektronen op, dus elektronen tekort, dus positieve pool d. Van tinstaaf naar koolstofstaaf. e. De reductor wordt geoxideerd. Oxidatie vindt plaats bij tinstaaf. f. U = V 0 = V 0,OX - V 0,RED = + 0, ,14 = 0,48 V

7 g. Cu: m = 0,25 g M = 63,55 g mol -1 n m M 0,25 63,55 3, mol Sn: n = 2 1 3, =1, mol M = 118,7 g mol -1 m = n M = 1, ,7 = 0,23 g h. OX: Cu e - Cu Indien [Cu 2+ ] groter wordt, zal het evenwicht van de halfreactie meer naar rechts komen te liggen. Het zal dus grager elektronen opnemen dan eerst, dus sterkere oxidator, dus hogere V 0, dus het verschil tussen de elektrodepotentialen neemt toe en dus neemt de bronspanning toe.