Inleiding in de RedOx chemie

Transcriptie

1

2 Even opfrissen: Drie hoofdcategorieën stoffen: Inleiding in de RedOx chemie Moleculaire stoffen: Atoombinding in molecuul (sterk), Van der Waals binding tussen moleculen (zwak), polaire/apolaire (atoom)bindingen, evt. H-bruggen tussen moleculen enz. Metalen: Metaalbinding (zeer sterk), dus hoog smeltpunt, metaalrooster, geleiding Zouten: Ionbinding (sterk), dus hoog smeltpunt, ionen, ionrooster

3 Verbranding van staalwol Inleiding in de RedOx chemie Reactievergelijking: 2 Fe(s) + O 2 (g) 2 FeO(s) metaal moleculaire zout stof Er ontstaan ionen (geladen deeltjes)! Wat moet er dan gebeurd zijn?? IJzer heeft elektronen afgestaan: Fe Fe e - Het ijzeratoom is dus een ijzerion geworden! Zuurstof heeft electronen opgenomen: O 2 + 4e - 2 O 2- Het zuurstofmolecuul is gesplitst in twee zuurstofionen

4 Deeltjes die elektronen opnemen zijn oxidatoren Deeltjes die elektronen afstaan zijn reductoren We bekijken nog eens de vorige reactievergelijking: 2 x 2e - 2 Fe(s) + O 2 (g) 2 FeO(s) staat e - af: Reductor neemt e - op: Oxidator Als bij een reactie elektronenoverdracht plaatsvindt spreken we van een RedOxreactie!

5 RedOx of niet? Inleiding in de RedOx chemie Algemeen kun je stellen dat alle reacties waarbij de lading van een deeltje verandert, redoxreacties zijn. Verder zijn alle reacties waarbij elementen verdwijnen en/of ontstaan ook redoxreacties. Soms zie je dat daarbij de lading verandert (bijvoorbeeld bij het ontstaan van zouten). In andere gevallen gebeurt dat niet.

6 Halfreacties Elke RedOxreactie is op te splitsen in twee halfreacties. Eén die het afstaan van elektronen weergeeft (reductor) Eén die het opnemen van elekronen weergeeft (oxidator) We bekijken weer ons voorbeeld: 2 Fe(s) + O 2 (g) 2 FeO(s) Halfreactie (Red) Fe (s) Fe e - 2x Halfreactie (Ox) O 2 (g) + 4e - 2 O 2-1x Totaal reactie 2 Fe (s) + O 2 (g) 2 FeO (s) +

7 Redoxvergelijkingen opstellen De notatie van de redoxvergelijkingen schrijven we in stappen op. 1. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H 2 O niet!) 2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. 3. Kies uit het rijtje de sterkste oxidator en de sterkste reductor. 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. 5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! 6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. In de totaalreactie (de eigenlijke redoxreactie) schrijven we tenslotte de toestandsaanduidingen.

8 Redoxvergelijkingen opstellen We dompelen een staafje chroom in een oplossing van nikkelchloride. 1. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H 2 O niet!) Oplossing van nikkelchloride, dus aanwezig: Ni 2+, Cl - en H 2 O Staafje chroom: Cr 2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. ox: Ni 2+, H 2 O Deeltjes kunnen zowel ox als red zijn! red: Cl -, Cr, H 2 O 3. Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor. ox: Ni 2+ red: Cr

9 Redoxvergelijkingen opstellen 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. Ni 2+ staat links boven Cr ; de reactie kan verlopen 5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! ox: Ni e - Ni red: Cr Cr e - 6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. ox: Ni e - Ni red: Cr Cr e - 3 Ni 2+ (aq) + 2 Cr(s) 3 Ni(s) + 2 Cr 3+ (aq) x 3 x 2

10 Redoxvergelijkingen opstellen We schenken een waterstofperoxide-oplossing bij een aangezuurde natriumjodide-oplossing. 1. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H 2 O niet!) Oplossing van waterstofperoxide, dus aanwezig: H 2 O 2 en H 2 O Aangezuurde natriumjodide-oplossing: H +, Na +, I -, H 2 O 2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. ox: H 2 O 2, H 2 O, Na +, H +, H 2 O 2 + H + Soms kom je een red: I -, H 2 O 2, H 2 O combinatie van deeltjes tegen! 3. Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor. ox: H 2 O 2 + H + red: I -

11 Redoxvergelijkingen opstellen 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. H 2 O 2 + H + staat links boven I - ; de reactie kan verlopen 5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! ox: H 2 O 2 + 2H + + 2e - 2 H 2 O red: 2I - I 2 + 2e - 6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. ox: H 2 O 2 + 2H + + 2e - 2 H 2 O red: 2I - I 2 + 2e - H 2 O 2 (aq) + 2H + (aq) + 2I - (aq) 2 H 2 O(l) + I 2 (s)

12 Halfreacties zelf opstellen Inleiding in de RedOx chemie Zoek in tabel 48 de halfreactie van de reductie van permanganaationen (MnO 4- ) tot mangaan(ii)-ionen (Mn 2+ ) op. MnO H + + 5e - Mn H 2 O (l) Hoe kom je hier op? Het opstellen van een halfreactie gaat eveneens volgens een stappenplan: 1. Bepaal de oxidatiegetallen van de atomen en schrijf de elektronenoverdracht op. 2. Stel vast welk deeltje als oxidator en welk deeltje als reductor optreedt. 3. Maak de deeltjesbalans kloppend met H 2 O en H + (aq). 4. Controleer de halfreactie. Opgave sulfiet

13 Oxidatiegetal Het oxidatiegetal van een atoom is de theoretische lading die aan het atoom in een verbinding toegekend kan worden. Hiervoor gelden de volgende regels. 1. Het oxidatiegetal van atomen en niet-ontleedbare stoffen, dus in elementaire vorm is gelijk aan nul. 2. De som van de oxidatiegetallen van alle atomen in een deeltje (molekuul of ion) of is gelijk aan de netto lading van het deeltje of de waarin die atomen zitten. 3. Het oxidatiegetal van een metaalatoom in een verbinding is gelijk aan de valentie van dat metaal. 4. Waterstof heeft in verbinding met andere niet-metalen oxidatiegetal Fluor heeft in alle verbindingen oxidatiegetal Zuurstof heeft in alle verbindingen oxidatiegetal Het oxidatiegetal van een van de overige niet-metalen kan meestal via de reeks van electronegativiteit gevonden worden.

14 Oxidatiegetal Voorbeeld: Wat zijn de oxidatiegetallen van de elementen in MnO 4- en MnO 2 MnO 4 - : de O-atomen zijn elk 2-, samen 8- netto lading van dit deeltje is 1-, dus heeft het mangaan atoom oxidatiegetal 7+ MnO 2 : de O-atomen zijn elk 2-, samen 4- netto lading van dit deeltje is 0, dus heeft het mangaan atoom hier oxidatiegetal 4+. Mn 2+ : oxidatiegetal is gewoon 2+.

15 Halfreacties zelf opstellen 1. Bepaal de oxidatiegetallen van de atomen en schrijf de elektronenoverdracht op MnO 4- (aq) Mn 2+ (aq) 5e - 2. Stel vast welk deeltje als oxidator en welk deeltje als reductor optreedt. MnO 4- (aq) + 5e - Mn 2+ (aq) oxidator reductor 3. Maak de deeltjesbalans kloppend met H 2 O en H + (aq). MnO 4- (aq) + 5e - Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O (l) MnO 4- (aq) + 5e H + (aq) Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O (l) 4. Controleer de halfreactie. Is het aantal atomen van elk soort voor en na de pijl gelijk? Is de som van de elektrische ladingen voor en na de pijl gelijk?

16 Halfreacties zelf opstellen Inleiding in de RedOx chemie Probeer nu zelf de halfreactie van sulfiet (SO 3 2- ) tot sulfaat (SO 4 2- ) op te stellen SO H 2 O (l) SO H + + 2e - reductor oxidator Voorbeeld Uitleg opstellen halfreactie

17 RedOx of niet? Inleiding in de RedOx chemie Is de reactie tussen fosfortrichloride en chloor tot fosforpentachloride een oxidatiereactie? PCl 3 + Cl 2 PCl 5 De lading (het oxidatiegetal) van het fosfor atoom stijgt van 3+ naar 5+. Elk fosfor-atoom staat twee elektronen af. Er is sprake van elektronenoverdracht dus een redoxreactie. of Je ziet in de vergelijking dat het element chloor reageert, dus een redoxreactie.

18 Voor extra uitleg en oefenstof zie onderstaande links: Redox chemie: begrippen, uitleg en opgaven Wetenschapsforum: vragen stellen over redox chemie