Module 5 Reductoren en Oxidatoren Antwoorden

Transcriptie

1 2 Reductoren en oxidatoren Opmerking: informatie over reductoren en oxidatoren vind je in tabel De metalen vind je in de rechter kolom (reductoren). 2 Metaal-ionen: in de linker kolom (oxidatoren). Niet-metalen: in de linker kolom (oxidatoren). Niet-metaal-ionen: in de rechter kolom (reductoren). 3 reductoren oxidatoren metalen metaal-ionen niet-metaal-ionen niet-metalen 4 Li en Fe zijn metalen en kunnen elektronen afstaan, dus reductor. P 3- is een niet-metaal-ion en kan elektronen afstaan, dus reductor. Hg 2+ is een metaal-ion en kan elektronen opnemen, dus oxidator. Se is een niet-metaal en kan elektronen opnemen, dus oxidator. H + kan een elektron opnemen, dus oxidator. Fe 2+ en Hg + kunnen zowel elektron(en) opnemen als afstaan, dus reductor èn oxidator: Fe e - Fe Fe 2+ Fe 3+ + e - Hg + + e - Hg Hg + Hg 2+ + e - 5 Zn Zn e - x 1 2 H e - H2 x 1 Zn + 2 H + Zn 2+ + H2 totaal 6 Er ontstaat zinksulfaat, ZnSO4. 7 Fe Fe e - x 4 O2 + 4 e - 2 O 2- x 3 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3 totaal 8 IJzer reageert wel met H +, omdat ijzer een sterkere reductor is dan waterstof. Koper reageert niet met de H + ionen, omdat Cu 2+ een sterkere oxidator is dan H +. Er kunnen bij een redox reactie geen sterkere oxidatoren en reductoren ontstaan. 9 Lithium is een zeer sterke reductor, dus moet water hier wel als oxidator reageren. 10 Li / Li + en H2O / H2 + 2 OH - 11 Li Li + + e - x 2 2 H2O + 2 e - H2 + 2 OH - x 1 2 Li + 2 H2O 2 Li OH - + H2 totaal 12 Fe 3+ is een vrij sterke oxidator en reageert met de reductor I -. Hierbij worden de Fe 3+ omgezet in Fe 2+ ionen. Vandaar dat ijzer(iii)jodide niet bestaat I - I2 + 2 e - x 1 Cu 2+ + I - + e - CuI x 2 2 Cu I - 2 CuI + I2 totaal 1

2 Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Reductoren zijn deeltjes die elektronen kunnen afstaan. Oxidatoren zijn deeltjes die elektronen kunnen opnemen. Een reactie tussen een reductor en een oxidator noemt men een redox reactie. Bij een redox reactie vindt elektronenoverdracht plaats. Voorbeeld van geconjugeerde deeltjes: de twee deeltjes F2 en de geconjugeerde reductor F - vormen samen een redoxkoppel. Een sterke reductor staat gemakkelijk elektronen af en een sterkte oxidator neemt gemakkelijk elektronen op. In tabel 48 zijn de oxidatoren (linker kolom) gerangschikt naar afnemende oxidatorsterkte. Een sterke reductor en een sterke oxidator zullen altijd met elkaar reageren, maar naarmate de reductorsterkte en oxidatorsterkte afneemt, zal de neiging om elektronen uit te wisselen ook minder worden. In dat geval ontstaat er een evenwicht of vindt geen reactie plaats. 2

3 3 Andere reductoren en oxidatoren 1 2x waterstof = 2x +I = +II 4x zuurstof = 4x II = VIII 1x zwavel = +VI Netto is dit = 0 2 In beide gevallen is het zwavelatoom gebonden aan vier zuurstofatomen. 3 buitenste zwavelatoom: 0 centrale zwavelatoom: +VI 4 KMnO4 1x kalium = 1x +I = +I 4x zuurstof = 4x II = VIII 1x mangaan is dus = +VII 5 K2Cr2O7 2x kalium = 2x +I = +II 7x zuurstof = 7x II = XIV 2x chroom is dus = +XII 1x chroom is = +VI 6 i. Cr2O7 2- (aq) omgezet in 2 Cr 3+ (aq): Cr2O7 2- (aq) 2 Cr 3+ (aq) ii. 7x O wegwerken in zure omgeving: Cr2O7 2- (aq) + 14 H + (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 7 H2O(l) iii. Ladingsbalans met e : Cr2O7 2- (aq) + 14 H + (aq) + 6 e - 2 Cr 3+ (aq) + 7 H2O(l) Het oxidatiegetal van elke chroom neemt af van +VI naar +III. Deze afname van 2x +III is gelijk aan het aantal opgenomen elektronen (6 e - ). 7 i. MnO4 (aq) omgezet in Mn 2+ (aq): MnO4 (aq) Mn 2+ (aq) ii. 4x O wegwerken in zure omgeving: MnO4 (aq) + 8 H + (aq) Mn 2+ (aq) + 4 H2O(l) iii. Ladingsbalans met e : MnO4 (aq) + 8 H + (aq) + 5 e - Mn 2+ (aq) + 4 H2O(l) Het oxidatiegetal van mangaan neemt af van +VII naar +II. Deze afname is gelijk aan het aantal opgenomen elektronen. 8 i. MnO4 (aq) omgezet in MnO2(s): MnO4 (aq) MnO2(s) ii. 2x O wegwerken in neutrale omg.: MnO4 (aq) + 2 H2O(l) MnO2(s)+ 4 OH (aq) iii. Ladingsbalans met e : MnO4 (aq) + 2 H2O(l) + 3 e - MnO2(s)+ 4 OH (aq) Het oxidatiegetal van mangaan in MnO2(s) is +IV. Het oxidatiegetal van mangaan neemt af van +VII naar +IV. Deze afname is gelijk aan het aantal opgenomen elektronen. 9 i. SO3 2- (aq) omgezet in SO4 2- (aq) SO3 2- (aq) SO4 2- (aq) ii. 1x O er bij in basische omgeving: SO3 2- (aq) + 2 OH (aq) SO4 2- (aq) + H2O(l) iii. Ladingsbalans met e : SO3 2- (aq) + 2 OH (aq) SO4 2- (aq) + H2O(l) + 2 e - Het oxidatiegetal van zwavel in SO3 2- (aq) is +IV. Het oxidatiegetal van zwavel in SO4 2- (aq) is +VI. Het oxidatiegetal van zwavel neemt dus toe van +IV naar +VI. Deze toename is gelijk aan het aantal afgestane elektronen. 3

4 10 H2C2O4 2 H CO2 + 2 e - x 5 MnO H e - Mn H2O x 2 5 H2C2O4 + 2 MnO H + 10 H CO2 + 2 Mn H2O totaal 5 H2C2O4 + 2 MnO H + 10 CO2 + 2 Mn H2O Let op: streep de H + deeltjes voor en na de pijl tegen elkaar weg! 11 Let op: in tabel 48 staan twee halfreacties voor salpeterzuur. Bij gebruik van geconcentreerd salpeterzuur ontstaat NO2 (zie onderzoek 4) en bij verdund salpeterzuur ontstaat NO. Zn Zn e - x 3 NO H e - NO + 2 H2O x 2 3 Zn + 2 NO H + 3 Zn NO + 4 H2O totaal 12 Let op: Verdund zwavelzuur reageert als een normaal zuur, hierbij is H + het oxiderende deeltje. Geconcentreerd zwavelzuur (> 95%) reageert als oxiderend zuur (zie voetnoot 5 in tabel 48). Merk op dat de ontstane loodionen doorreageren met de aanwezige sulfaationen tot een wit neerslag van loodsulfaat. Pb Pb e - x 1 H2SO4 + 2 H e - SO2 + 2 H2O x 1 Pb + H2SO4 + 2 H + Pb 2+ + SO2 + 2 H2O totaal Pb 2+ + SO4 2- PbSO4 13 Cu Cu e - x 1 H2O2 + 2 H e - 2 H2O x 1 Cu + H2O2 + 2 H + Cu H2O totaal 14 Het oxidatiegetal van zwavel in zwaveldioxide is +IV en het element jood heeft als oxidatiegetal Blauw. 16 SO2 + 2 H2O SO H e - x 1 I2 + 2 e - 2 I - x 1 SO2 + 2 H2O + I2 SO H I - totaal 17 Het oxidatiegetal van zwavel in SO4 2- is +VI en het jodide ion heeft als oxidatiegetal I. Het oxidatiegetal van zwavel neemt dus toe van +IV naar +VI. Deze toename is gelijk aan het aantal afgestane elektronen. Het oxidatiegetal van beide joodatomen neemt af van 0 naar I. Deze afname is gelijk aan het aantal opgenomen elektronen ,0 ml x 0,0102 mmol ml -1 = 0,51 mmol I2 Dus ook 0,51 mmol SO2 = 5, mol 24,5 dm 3 mol -1 x 5, mol = 1, dm 3 SO2 Volume% SO2 = (1, / 47,5) x 100% = 0,0263% 19 O3 + 2 H e - H2O + O2 O3 + 2 H2O + 2 e - 2 OH - + O2 20 De oxidatorsterkte van een niet aangezuurde oplossing is niet groot genoeg om goud om te zetten in goudionen: de oxidatorsterkte van Au 3+ is groter dan niet aangezuurd ozon. 21 Au Au e - x 2 O3 + 2 H e - H2O + O2 x 3 2 Au + 3 O3 + 6 H + 2 Au H2O + 3 O2 totaal 4

5 22 Let op: de Cu 2+ ionen reageren door het de OH - ionen tot een neerslag van koperhydroxide: Cu Cu e - x 1 O3 + H2O + 2 e - 2 OH - + O2 x 1 Cu + O3 + H2O Cu(OH)2 + O2 totaal Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Weten wat een oxidatiegetal is en hoe je het oxidatiegetal kunt bepalen. Waarvoor het oxidatiegetal wordt gebruikt. Zelf opstellen van halfreacties: o Bij samengestelde oxidatoren moet je voor de pijl vaak zuurstof wegwerken. o Bij samengestelde reductoren heb je voor de pijl vaak zuurstof nodig. Er bestaan nog een aantal reductoren en oxidatoren, die zijn opgebouwd uit meerdere atoomsoorten of een combinatie van verschillende deeltjes. Voor het al dan niet verlopen van een reactie of het opstellen van de reactievergelijking met behulp van de halfreacties gelden dezelfde regels als de vorige paragraaf. Bekende en veel gebruikte oxidatoren zijn permanganaat-ion (MnO4 ), dichromaat-ion (Cr2O7 2- ) en waterstofperoxide (H2O2). Bekende en veel gebruikte reductoren zijn het thiosulfaat-ion (S2O3 2- ), sulfiet-ion (SO3 2- ) en oxaalzuur (H2C2O4) Voor een aantal halfreacties kan het verschil maken of er gewerkt wordt in zuur, neutraal of basisch milieu. Oxiderende zuren zijn zuren, waarbij niet alleen de H + deeltjes als oxidator optreden, maar ook de zuurrest betrokken zijn bij de oxiderende werking. Een oxiderend zuur is altijd een sterkere oxidator dan een gewoon zuur. Voorbeelden van oxiderende zuren zijn verdund salpeterzuur (er ontstaat NO), geconcentreerd salpeterzuur (er ontstaat NO2) en geconcentreerd zwavelzuur (er ontstaat SO2). Zie voor de halfreacties tabel 48! Vergeet niet na het optellen van de halfreacties deeltjes als H2O, H + en OH - tegen elkaar weg te strepen! 5

6 4 Elektronenoverdracht op afstand 1 Zowel Pb, PbSO4 als PbO2 zijn vaste stoffen en kunnen zich niet door de vloeistof verplaatsen. 2 Al-staaf elektronen elektronen lampje C-staaf zoutbrug aluminiumsulfaatoplossing broomoplossing 3 Al Al e - x 2 Br2 + 2 e - 2 Br x 3 2 Al + 3 Br2 2 Al Br totaal 4 De koolstofelektrode is de positieve elektrode, omdat daar de oxidator reageert / elektronen worden opgenomen en de aluminiumelektrode is de negatieve elektrode, omdat daar de reductor reageert / elektronen worden afgestaan. 5 Als er geen aluminiumatomen en/of broom moleculen meer over zijn. 6 H2 2 H e - x 2 4 H + + O2 + 4 e - 2 H2O x 1 2 H2 + 4 H + + O2 4 H H2O totaal 2 H2 + O2 2 H2O Let op: streep de H + deeltjes voor en na de pijl tegen elkaar weg en je houdt als netto vergelijking over de vorming van water! 7 H2 + 2 OH - 2 H2O + 2 e - x 2 2 H2O + O2 + 4 e - 4 OH - x 1 2 H2 + 4 OH H2O + O2 2 H2O + 4 OH - totaal 2 H2 + O2 2 H2O Let op: streep de OH - deeltjes voor en na de pijl tegen elkaar weg en je houdt als netto vergelijking over de vorming van water! 6

7 Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: De chemische cel bestaat uit twee door een poreuze wand of zoutbrug gescheiden compartimenten, waarin zich een reductor en oxidator bevinden. Bij een werkende chemische cel vindt elektronen overdacht plaats op afstand. De halfcel met de reductor is de negatieve elektrode (- pool) en de halfcel met de oxidator is de positieve elektrode. 7

8 volt Module 5 Reductoren en Oxidatoren 5 De bronspanning 1 Vbron = 0,25 1,67 = 0,25 + 1,67 = 1,42 V 2 Vred = Vo + (0,059 / 3). log [Al 3+ ] = 1,67 + (0,059 / 3). log 1,0 = 1,67 V Vox = Vo + (0,059 / 2). log [Ni 2+ ] = 0,25 + (0,059 / 2). log 0,10 = 0,25 0,0295 = 0,28 V Vbron = 0,28 1,67 = 0,28 + 1,67 = 1,39 V 3 Ni / Ni2+ 0,25 V 0,28 V Al / Al3+ 1,67 V 4 Zn Zn e - x 1 Fe 3+ + e - Fe 2+ x 2 Zn + 2 Fe 3+ Zn Fe 2+ totaal Let op: de sterkste oxidator is Fe 3+ en reageert het eerst. Zolang er nog Fe 3+ ionen zijn kan er geen Fe ontstaan! 5 Vbron = + 0,77 0,76 = + 0,77 + 0,76 = 1,53 V 6 Als [Fe 2+ ] wordt vergroot, verschuift het evenwicht Fe 3+ + e - Fe 2+ naar links. Dus er worden elektronen afgestaan. De potentiaal van Fe 3+ / Fe 2+ wordt negatiever. Potentiaal verschil tussen de koolstofelektrode en de zinkelektrode neemt af. De bronspanning neemt dus af. 7 Als [Fe 3+ ] wordt vergroot, verschuift het evenwicht Fe 3+ + e - Fe 2+ naar rechts.. Dus er worden elektronen opgenomen. De potentiaal van Fe 3+ / Fe 2+ wordt positiever. Potentiaal verschil tussen de koolstofelektrode en de zinkelektrode neemt toe. De bronspanning neemt dus toe. 8 Als [Zn 2+ ] wordt vergroot, verschuift het evenwicht Zn Zn e - naar links. Dus er worden elektronen opgenomen. De potentiaal van Zn 2+ / Zn wordt positiever. Potentiaal verschil tussen de koolstofelektrode en de zinkelektrode neemt af. De bronspanning neemt dus af. 9 De bronspanning van één cel onder standaard omstandigheden is + 1,69 0,36 = 2,05 V. Je zult dus meerdere cellen in serie moeten schakelen (6 stuks). Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Via de standaard elektrode potentialen in tabel 48 kunnen we nu de bronspanning van een standaard elektrochemische cel bepalen. Op het moment dat concentraties anders zijn dan 1,0 M kan de elektrodepotentiaal. worden berekend met behulp van de Wet van Nernst. 8

9 6 Corrosie 1 Al Al e - x 4 O2 + 4 e - 2 O 2- x 3 4 Al + 3 O2 2 Al2O3 totaal 2 Aluminium heeft een beschermende oxidelaag en een kleine dichtheid. 3 Li, K, Ba, Ca, Na, Mg en Al. 4 Er zijn verschillende methodes om corrosie af te remmen. Kathodische bescherming is een elektrochemische methode. Galvanisatie bestaat uit het aanbrengen van een laag van een ander metaal, zoals zink. Coating kan het metaal isoleren van de omgeving (autolak). Bron: 5 Roestvast staal (ook inox of RVS genoemd, en in de volksmond beter bekend als roestvrij staal) is een legering van hoofdzakelijk ijzer, chroom en koolstof. Om van roestvast staal te kunnen spreken, is minimaal 10,5% chroom nodig en maximaal 1,2% koolstof. Verder zijn ook de elementen nikkel, molybdeen, titanium, niobium, zirkonium, mangaan, stikstof, koper, silicium, aluminium en vanadium terug te vinden in vele roestvaste staalsoorten. Het chroom vormt net als aluminium een onzichtbaar laagje chroomoxide (Cr2O3) wanneer het in aanraking komt met zuurstof, de oxidehuid. Dit laagje beschermt het onderliggende metaal tegen verdere roestvorming (oxidatie). Bovendien herstelt het zichzelf wanneer het beschadigd wordt. De hoeveelheid koolstof bepaalt de hardheid van het staal. Toevoeging van nikkel maakt het staal niet-magnetisch. De overige elementen verhogen de corrosieweerstand en verwerkbaarheid van het staal. Bron: 6 De dakgroot is gemaakt van zink, dat zal werken als opofferingsmetaal. De ijzeren spijker zal dus niet gaan roesten. 7 Koper is geen opofferingsmetaal (het is half edel), de ijzeren spijker zal dus wel gaan roesten. Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: Een ander woord voor roesten is corroderen. Het ene metaal roest sneller dan het andere metaal. Dit hangt onder meer af van de edelheid. De edelheid van een metaal is eigenlijk niet veel anders dan een aanduiding van de reductor sterkte van een metaal. Een opofferingsmetaal is een metaal, dat een sterkere reductor is dan het metaal waarmee het contact heeft. Het principe van opofferingsmetaal is dat dit metaal oxideert in plaats van het metaal waarmee het contact heeft. 9

10 7 De bereiding van metalen 1 2 C(s) + O2(g) 2 CO(g) 2 Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(g) 3 De reductor is CO. 4 CO2(g) + C(s) 2 CO(g) Ruwijzer is het materiaal dat ontstaat na de eerste fase van het proces dat ijzererts omgezet in ijzer. Het wordt geproduceerd door een hoogoven. Gestold ruwijzer is een hard, bros, moeilijk buigbaar materiaal met een hoog koolstofgehalte. Om er staal van te maken, moet het koolstofgehalte van het vloeibare ruwijzer worden verlaagd. Dit gebeurt in een staalfabriek, waar de koolstof door toevoeging van zuivere zuurstof wordt gebonden tot koolstofmonooxide. Bron: Pb(s) + O2(g) 2 PbO(s) 8 Lood reageert wel met zuurstof en zilver niet, lood is dus onedeler. 9 Lood staat gemakkelijker elektronen af en is dus een sterkere reductor O 2- (l) O2(g) + 4 e - 11 Al 3+ (l) + 3 e - Al(l) 12 4 Al 3+ (l) + 6 O 2- (l) 4 Al(l) + 3 O2(g) 13 Aluminiumoxide heeft een smeltpunt van 2345 K (zie tabel 42A) H2O(l) 4 H + (aq) + O2(g) + 4 e H2O(l) + 2 e - H2(g) + 2 OH - (aq) Wat je na deze paragraaf moet weten / kunnen: De meeste metalen komen niet vrij in de natuur voor, maar als verbinding. Deze verbindingen noemt men ook wel ertsen. Er zijn twee manieren om metalen te winnen uit metaalertsen. Het uitgangspunt is hierbij, dat de in de metaalertsen aanwezige metaalionen moeten worden omgezet in ongeladen metaal atomen. Bij het omzettingsproces vindt dus een elektronen overdacht plaats. De metaalionen worden gereduceerd tot metaalatomen. Het hoogoven proces worden ijzerertsen bij hoge temperatuur gereduceerd met cokes (koolstof). Aluminium wordt gewonnen uit bauxiet. Dit aluminiumerts bestaat voor een groot deel uit aluminiumhydroxide. Bauxiet wordt eerst omgezet in aluminiumoxide. Vervolgens wordt gesmolten aluminiumoxide door elektrolyse omgezet in aluminium en zuurstof. 10

11 9 Voorbeeld proefwerkopgaven 1 Cu + wordt omgezet in Cu 2+ en staat een elektron af, is dus reductor. 2 Cl - worden omgezet in Cl2 en staan twee elektronen af, dus ook reductor. 2 2 Cl - Cl2 + 2 e H e - H2 4 CH3OH + H2O CO2 + 6 H e 5 4 H + + O2 + 4 e - 2 H2O 6 Deze elektrode neemt elektronen op, dus de + pool. 7 CH3OH + H2O CO2 + 6 H e - x 2 4 H + + O2 + 4 e - 2 H2O x 3 2 CH3OH + 2 H2O + 12 H O2 2 CO H H2O totaal 2 CH3OH + 3 O2 2 CO2 + 4 H2O Merk op dat dit neer komt op de verbranding van methanol! Br + 3 H2O BrO3 + 6 H e - x 1 HClO + H e - Cl + H2O x 3 Br + 3 H2O + 3 HClO + 3 H + BrO3 + 6 H Cl + 3 H2O totaal Br + 3 HClO BrO3 + 3 H Cl 10 Fe Fe e - x 1 2 H e - H2 x 1 Fe + 2 H + Fe 2+ + H2 totaal 11 Cr Cr e - x 2 2 H e - H2 x 3 2 Cr + 6 H + 2 Cr H2 totaal 12 De kleur verandert van lichtgroen naar lichtroze. 13 Fe 2+ Fe 3+ + e - x 5 MnO4 + 8 H e - Mn H2O x 1 5 Fe 2+ + MnO4 + 8 H + 5 Fe 3+ + Mn H2O totaal 14 17,22 ml x 0,0183 M = 0,315 mmol kaliumpermanganaat 15 Molverhouding MnO4 : Fe 2+ = 1 : 5 0,315 x 5 = 1,58 mmol Fe Aantal mg Fe = 1,58 mmol x 55,85 mg mmol -1 = 88,0 mg Massa% Fe = (88,0 / 110) x 100% = 80,0% mg staal bevat ,0 = 22 mg chroom 22 mg / 52,00 mg mmol -1 = 0,423 mmol chroom Molverhouding Fe : Cr = 1,58 : 0,423 = 3,73 : 1 11

12 Samenvatting Module 5 1 Reductoren en oxidatoren Reductoren zijn deeltjes die elektronen kunnen afstaan. Oxidatoren zijn deeltjes die elektronen kunnen opnemen. Voorbeeld van geconjugeerde deeltjes: de twee deeltjes F2 en de geconjugeerde reductor F - vormen samen een redoxkoppel. Een reactie tussen een reductor en een oxidator noemt men een redox reactie. Bij een redox reactie vindt elektronenoverdracht plaats. 2 Reductorsterkte en oxidatorsterkte Een sterke reductor staat gemakkelijk elektronen af en een sterkte oxidator neemt gemakkelijk elektronen op. In tabel 48 zijn de oxidatoren (linker kolom) gerangschikt naar afnemende oxidatorsterkte. Een sterke reductor en een sterke oxidator zullen altijd met elkaar reageren, maar naarmate de reductorsterkte en oxidatorsterkte afneemt, zal de neiging om elektronen uit te wisselen ook minder worden. In dat geval ontstaat er een evenwicht of vindt geen reactie plaats. 3 Oxidatiegetal Om het oxidatiegetal te bepalen wordt aangenomen, dat het gemeenschappelijke elektronenpaar zich geheel bij het atoom bevindt met de hoogste elektronegativiteit. Omdat het atoom nu een elektron meer heeft dan het zonder de binding zou hebben, is het atoom eenwaardig negatief geladen. Vervolgens wordt dit voor iedere binding aan een atoom gedaan, en deze getallen worden bij elkaar opgeteld. Dit levert een getal op tussen de -7 en de 7. Deze worden vaak weergegeven in Romeinse cijfers, dit in tegenstelling tot de valentie. Zwavelzuur (H2SO4) als voorbeeld. Zuurstof is het meest elektronegatieve element (3,5), veel hoger dan de elektronegativiteiten van resp. zwavel (2,4) en waterstof (2,1). De oxidatiegetallen in dit molecuul zijn dus: elk zuurstofatoom: II elk waterstofatoom: +I het zwavelatoom: +VI 4 Zelf opstellen van halfreacties Hierbij moet je bij de verschillende stappen goed letten of de reactie verloopt in zuur, neutraal of basisch milieu. Bij samengestelde oxidatoren moet je voor de pijl vaak zuurstof wegwerken. Dit kan op twee manieren: in zuur milieu wordt één zuurstof met 2 H + omgezet tot H2O in neutraal (of basisch) milieu wordt één zuurstof met één H2O omgezet tot 2 OH Bij samengestelde reductoren heb je voor de pijl vaak zuurstof nodig. Dit kan op twee manieren: in neutraal (of zuur) milieu geeft één H2O één zuurstof af en wordt omgezet tot 2 H + in basisch milieu geeft 2 OH één zuurstof af en wordt omgezet tot H2O 12

13 5 Veel gebruikte reductoren en oxidatoren Er bestaan nog een aantal reductoren en oxidatoren, die zijn opgebouwd uit meerdere atoomsoorten of een combinatie van verschillende deeltjes. Voor het al dan niet verlopen van een reactie of het opstellen van de reactievergelijking met behulp van de halfreacties gelden dezelfde regels als de vorige paragraaf. Bekende en veel gebruikte oxidatoren zijn permanganaat-ion (MnO4 ), dichromaat-ion (Cr2O7 2- ) en waterstofperoxide (H2O2). Bekende en veel gebruikte reductoren zijn het thiosulfaat-ion (S2O3 2- ), sulfiet-ion (SO3 2- ) en oxaalzuur (H2C2O4) Voor een aantal halfreacties kan het verschil maken of er gewerkt wordt in zuur, neutraal of basisch milieu. Oxiderende zuren zijn zuren, waarbij niet alleen de H + deeltjes als oxidator optreden, maar ook de zuurrest betrokken zijn bij de oxiderende werking. Een oxiderend zuur is altijd een sterkere oxidator dan een gewoon zuur. Voorbeelden van oxiderende zuren zijn verdund salpeterzuur (er ontstaat NO), geconcentreerd salpeterzuur (er ontstaat NO2) en geconcentreerd zwavelzuur (er ontstaat SO2). Zie voor de halfreacties tabel 48! Vergeet niet na het optellen van de halfreacties deeltjes als H2O, H + en OH - tegen elkaar weg te strepen! 6 De elektrochemische cel De chemische cel bestaat uit twee door een poreuze wand of zoutbrug gescheiden compartimenten, waarin zich een reductor en oxidator bevinden. Bij een werkende chemische cel vindt elektronen overdacht plaats op afstand. De halfcel met de reductor is de negatieve elektrode (- pool) en de halfcel met de oxidator is de positieve elektrode. 7 Bronspanning In Tabel 48 van Binas staan een groot aantal redoxkoppels gerangschikt. Achter deze koppels staat de zogenaamde standaard elektrodepotentiaal, uitgedrukt in Volt. Deze standaard elektrodepotentiaal is de spanning die gemeten is door het maken van een halfcel van het betreffende redoxkoppel en deze te verbinden met een H + /H2 halfcel. Hierbij zijn alle concentraties van alle aanwezige stoffen 1,0 M. Via deze standaard elektrode potentialen kunnen we nu de bronspanning van een standaard elektrochemische cel bepalen. 8 De Wet van Nernst Op het moment dat de concentraties anders zijn, geldt een andere waarde voor de elektrodepotentiaal. Deze kan worden berekend met behulp van de Wet van Nernst: In de wet van Nernst staat V voor de gemeten elektrodepotentiaal; V0 voor de standaard elektrodepotentiaal, n voor het aantal elektronen in de halfreactie, [ox] voor de concentraties van de deeltjes aan de oxidator kant en [red] voor de concentraties aan de reductor kant van de halfreacties. De Wet van Nernst geldt alleen voor een halfreactie! 9 Corrosie Een ander woord voor roesten is corroderen. Het ene metaal roest sneller dan het andere metaal. Dit hangt onder meer af van de edelheid. De edelheid van een metaal is eigenlijk niet veel anders dan een aanduiding van de reductor sterkte van een metaal. Een opofferingsmetaal is een metaal, dat een sterkere reductor is dan het metaal waarmee het contact heeft. Het principe van opofferingsmetaal is dat dit metaal oxideert in plaats van het metaal waarmee het contact heeft. 13

14 10 Bereiding van metalen De meeste metalen komen niet vrij in de natuur voor, maar als verbinding. Deze verbindingen noemt men ook wel ertsen. Er zijn twee manieren om metalen te winnen uit metaalertsen. Het uitgangspunt is hierbij, dat de in de metaalertsen aanwezige metaalionen moeten worden omgezet in ongeladen metaal atomen. Bij het omzettingsproces vindt dus een elektronen overdacht plaats. De metaalionen worden gereduceerd tot metaalatomen. Het hoogoven proces worden ijzerertsen bij hoge temperatuur gereduceerd met cokes (koolstof). Aluminium wordt gewonnen uit bauxiet. Dit aluminiumerts bestaat voor een groot deel uit aluminiumhydroxide. Bauxiet wordt eerst omgezet in aluminiumoxide. Vervolgens wordt gesmolten aluminiumoxide door elektrolyse omgezet in aluminium en zuurstof. 14