Hans Vanhoe Katrien Strubbe Universiteit Gent SLO Chemie

Transcriptie

1 Chemie in druppels Hans Vanhoe Katrien Strubbe Universiteit Gent SLO Chemie

2 2 Oxidatie en reductie 2.1 Redoxreacties Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen uitgewisseld worden tussen reagentia. Een voorbeeld is de reactie die optreedt wanneer je een verzinkte nagel in een oplossing van kopersulfaat dompelt: een rood laagje koper wordt afgezet op de nagel terwijl zinkionen in oplossing gaan. De halfreacties zijn: Zn Zn e Cu e Cu en de redoxreactie wordt gegeven door: Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu De verbinding die elektronen opneemt is de oxidator (hier koperionen), het reagens dat elektronen afstaat is de reductor (hier metallisch zink) ; de oxidator wordt gereduceerd door de reductor, en de reductor wordt geoxideerd door de oxidator. Een redoxreactie wordt dan algemeen voorgesteld door: red 1 + ox 2 ox 1 + red 2 (ox 1,red 1) en (ox 2,red 2) zijn redoxkoppels. Een redoxkoppel heeft een karakteristieke normpotentiaal E. Dit is de elektrodepotentiaal van dat koppel, gemeten ten opzicht van de standaard waterstof elektrode (H + /H 2) bij een druk van 1 atm (1013 hpa) en 0 C en waarbij concentratie (activiteit) van de ionen gelijk is aan één. Voor een redoxkoppel (ox 1,red 1) geldt: ox 1 is een sterkere oxidator dan H + : E (ox 1/red 1) > 0 ox 1is een zwakkere oxidator dan H + : E (ox 1/red 1) < 0 Hoe meer positief E, hoe sterker de oxidator en hoe zwakker de geconjugeerde reductor. Je kunt de richting van een redoxreactie voorspellen op basis van de normpotentialen van de redoxkoppels. Het is immers zo dat het evenwicht van de reactie: red 1 + ox 2 ox 1 + red 2 naar rechts ligt wanneer red 1 sterker reducerend is dan red 2 en wanneer ox 2 sterker oxiderend is dan ox 1. Voor de normpotentialen van de redoxkoppels betekent dit dat: E (ox 2,red 2) > E (ox 1,red 1) Naarmate het verschil in E waarde toeneemt, zal het evenwicht meer naar rechts liggen. Omdat bij een redoxreactie de reagerende stoffen vaak een andere kleur hebben dan de producten, of omdat er gasontwikkeling optreedt, kun je zien of er een reactie heeft plaatsgevonden. Dergelijke reacties zijn geschikt om via druppelexperimenten uit te voeren.

3

4 2.2 Evenwichtsligging van redoxreacties Hypothesetoetsend onderzoek Onderzoeksvaardigheden: opstellen onderzoeksvraag opstellen hypothese op basis van normpotentialen opstellen onderzoeksplan uitvoeren: nauwkeurig en zorgvuldig werken, observeren, analyse, besluit, rapporteren reflectie: vergelijken resultaten en besluit met gestelde hypothese Onderzoeksvraag: Wat is de invloed van het verschil in normpotentialen [E (ox 2/red 2) E (ox 1/red 1)] op de evenwichtsligging van de reactie tussen ox 1 en red 2? Opdracht: Formuleer een hypothese, stel een plan op om je hypothese te controleren en voer het uit. Je beschikt hiervoor over verschillende oplossingen in druppelflesjes en een tabel met normpotentialen. Maak een verslag van je experiment. Dit verslag bevat voor alle uitgevoerde experimenten de halfreacties en de volledige redoxreactie, je verwachting (gaat reactie door of niet), de waarnemingen (zo volledig mogelijk) en je besluit. Voor sommige experimenten moet je een geconcentreerde zwavelzuuroplossing toevoegen aan het reactiemengsel. Bespreek de zin/onzin van deze handeling. Formuleer op basis van je experimentele waarnemingen een antwoord op de onderzoeksvraag. De leerkracht geeft verschillende opgaven, reagentia die bij elkaar gebracht worden. De leerlingen moeten op voorhand beredeneren op basis van de E potentialen of de reactie zal doorgaan. Daarna voeren ze het experiment uit en gaan na of hun voorspelling correct was. Eventueel laat je de leerlingen hun hypothese afgeven voor het experiment wordt uitgevoerd. Beschikbaar materiaal In druppelflesjes: 2 mol/l HCl (aq) 0,5 mol/l H 2SO 4 (aq) 0,1 mol/l H 2C 2O 4 (oxaalzuur) (aq), vermengd met een beetje MnSO 4 0,02 mol/l KMnO 4 (aq) 0,2 mol/l K 2Cr 2O 7 (aq) 1 mol/l H 2O 2 (aq) 0,1 mol/l KI (aq) 0,05 mol/l I 2 opgelost in KIoplossing 0,2 mol/l Na 2SO 3 (aq) 0,1 mol/l FeCl 3 (aq) 0,1 mol/l Na 2S 2O 3 (aq) 1 mol/l NaOH (aq) Mgsnippers Cusnippers Tabel met normpotentialen. Mogelijke reacties:

5 1. 1 mol/l HCl (aq)+ Mg 2. 1 mol/l HCl (aq)+ Cu 3. 0,02 mol/l KMnO 4 (aq)+ 0,1 mol/l H 2C 2O 4 (aq) (+ MnSO 4 = katalysator) 4. 0,02 mol/l KMnO 4 (aq)+ 0,1 mol/l H 2C 2O 4 (aq) (+ MnSO 4 = katalysator) +1mol/L H 2SO ,02 mol/l KMnO 4 (aq)+ 1 mol/l H 2O 2(aq) Voeg aan voorgaand mengsel 1mol/L H 2SO 4 (aq) toe 6. 0,2 mol/l K 2Cr 2O 7 (aq)+0,1 mol/l KI(aq) + 1mol/L H 2SO 4 (aq) 7. 0,2 mol/l K 2Cr 2O 7 (aq)+ 0,1 mol/l KI(aq) 8. 0,2 mol/l K 2Cr 2O 7 (aq)+ 0,2 mol/l Na 2SO 3 (aq) (2 druppels) Voeg aan voorgaand mengsel 1mol/L H 2SO 4 (aq)toe 9. 0,1 M KI (aq)+ 0,2 mol/l FeCl 3(aq) 10. 0,05 mol/l I 2(aq) opgelost in KIoplossing + 0,1 mol/l Na 2S 2O 3 (aq) (2 druppels) 11. 0,1 mol/l KI (aq)+ 1 mol/l H 2O 2(aq) + 1mol/L H 2SO 4 (aq)

6 Tabel met standaardreductiepotentialen Standaardreductiepotentialen Bron: Handbook of Chemistry and Physics 81st Edition Waarden geldig bij 25 C (tenzij anders vermeld) Deze waarden worden gewoonlijk afgerond op 3 decimalen Gerangschikt van sterkste oxidator (zwakste reductor) naar sterkste reductor (zwakste oxidator) E o (V) Oxidator + n e Reductor + 2,866 F2(g) + 2 e 2 F (aq) + 2,010 S2O8 2 (aq) + 2 e 2 SO4 2 (aq) + 1,776 H2O2(aq) + 2 H + (aq) + 2 e 2 H2O + 1,679 MnO4 (aq) + 4 H + (aq) + 3 e MnO2(v) + 2 H2O + 1,611 2 HOCl(aq) +2 H + (aq) + 2 e Cl2(g) + 2 H2O + 1,507 MnO4 (aq) + 8 H + (aq) + 5 e Mn 2+ (aq) + 4 H2O + 1,423 BrO3 (aq) + 6 H + (aq) + 6 e Br (aq) + 3 H2O + 1,401 Au 3+ (aq) + 3 e Au(v) + 1,358 Cl2(g) + 2 e 2 Cl (aq) + 1,232 Cr2O7 2 (aq) + 14 H + (aq) + 6 e 2 Cr 3+ (aq) + 7 H2O + 1,229 O2(g) + 4 H + (aq) + 4 e 2 H2O + 1,224 MnO2(v) + 4 H + (aq) + 2 e Mn 2+ (aq) + 2 H2O + 1,20 IO3 (aq) + 6 H + (aq) + 5 e ½ I2(v) + 3 H2O + 1,18 Pt 2+ (aq) + 2 e Pt(v) + 1,066 Br2(aq) + 2 e 2 Br (aq) + 0,957 NO3 (aq) + 4 H + (aq) + 3 e NO(g) + 2 H2O + 0,803 2 NO3 (aq) + 4 H + (aq) + 2 e 2 NO2(g) + 2 H2O + 0,80 Hg2 2+ (aq) + 2 e 2 Hg(vl) + 0,7996 Ag + (aq) + e Ag(v) + 0,771 Fe 3+ (aq) + e Fe 2+ (aq) + 0,695 O2(g) + 2 H + (aq) + 2 e H2O2(aq) + 0,5355 I2(v) + 2 e 2 I (aq) + 0,449 H2SO3(aq) + 4 H + (aq) + 4 e S(v) + 3 H2O + 0,401 O2(g) + 2 H2O + 4 e 4 OH (aq) + 0,3419 Cu 2+ (aq) + 2 e Cu(v) + 0,172 SO4 2 (aq) + 4 H + (aq) + 2 e H2SO3(aq) + H2O + 0,169 S4O6 2 (aq) + 2 e 2 S2O3 2 (aq) + 0,153 Cu 2+ (aq) + e Cu + (aq) + 0,151 Sn 4+ (aq) + 2 e Sn 2+ (aq) + 0,142 S(v) + 2 H + (aq) + 2 e H2S(aq) 0, H + (aq) + 2 e H2(g) 0,036 Fe 3+ (aq) + 3 e Fe(v) 0,1262 Pb 2+ (aq) + 2 e Pb(v) 0,1375 Sn 2+ (aq) + 2 e Sn(v)

7 E o (V) Oxidator + n e Reductor 0,257 Ni 2+ (aq) + 2 e Ni(v) 0,28 Co 2+ (aq) + 2 e Co(v) 0,4030 Cd 2+ (aq) + 2 e Cd(v) 0,447 Fe 2+ (aq) + 2 e Fe(v) 0,744 Cr 3+ (aq) + 3 e Cr(v) 0,7618 Zn 2+ (aq) + 2 e Zn(v) 0, H2O + 2 e H2(g) + 2 OH (aq) 0,913 Cr 2+ (aq) + 2 e Cr(v) 1,18 Mn 2+ (aq) + 2 e Mn(v) 1,662 Al 3+ (aq) + 3 e Al(v) 2,372 Mg 2+ (aq) + 2 e Mg(v) 2,710 Na + (aq) + e Na(v) 2,868 Ca 2+ (aq) + 2 e Ca(v) 2,912 Ba 2+ (aq) + 2 e Ba(v) 2,931 K + (aq) + e K(v) 3,0401 Li + (aq) + e Li(v)

8 Antwoorden Proef 1: Er ontstaan belletjes omdat H 2gas gevormd wordt: reductie 2 H + (aq) + 2 e H 2 (g) oxidatie Mg (s) Mg 2+ (aq) + 2 e reactie 2 H + (aq) + Mg (s) H 2 (g) + Mg 2+ (aq) Proef 2: Er gebeurt niets waarneembaars. Dit klopt volgens de potentiaalreeks: H + is een te zwakke oxidator om met de reductor Cu te reageren. Proef 3: Er treedt een reactie op, want de paarse kleur verdwijnt. Dit klopt met de potentiaalreeks: de oxidator MnO 4 is sterk genoeg om met de reductor H 2C 2O 4 te reageren. Het beginproduct MnO 4 is paars, de kleur verdwijnt omdat MnO 4 reageert. De gevormde producten zijn kleurloos. De katalysator MnSO 4 is noodzakelijk om de proef uit te voeren reductie MnO 4 (aq) + 8 H + (aq) + 5e Mn 2+ (aq) + 4 H 2O (l) x2 oxidatie H 2C 2O 4 (aq) 2 CO 2 (g) + 2 H + (aq) + 2e x5 reactie 2 MnO 4 (aq) + 6 H + (aq) + 5 H 2C 2O 4 (aq) 2 Mn 2+ (aq) +8 H 2O (l) + 10 CO 2 (g) Proef 4: Er treedt een reactie op, want de paarse kleur verdwijnt en er ontstaat een bruin neerslag. Dit klopt volgens de potentiaalreeks: de oxidator MnO 4 is sterk genoeg om met de reductor H 2C 2O 4 te reageren. Het beginproduct MnO 4 is paars. Zonder extra aanzuren reageert MnO 4 tot bruinsteen: MnO 2 (s), zodat de paarse kleur verdwijnt en een bruin neerslag ontstaat. De katalysator MnSO 4 is wel noodzakelijk om de proef uit te voeren. reductie MnO 4 (aq) + 2 H 2O (l) + 3e MnO 2 (s) + 4 OH (aq) x2 oxidatie H 2C 2O 4 (aq) 2 CO 2 (g) + 2 H + (aq) + 2e x3 reactie 2 MnO 4 (aq) + 3 H 2C 2O 4 (aq) 2 MnO 2 (s) + 2 OH (aq) + 2 H 2O (l) + 6 CO 2 (g) Proef 5: De paarse kleur verdwijnt en er ontstaan belletjes, dus er treedt een reactie op. Hoewel MnO 4 en H 2O 2 in zuur milieu allebei oxidator zijn kan H 2O 2 ook als een reductor optreden. De reductor H 2O 2 staat in de potentiaalreeks onder MnO 4 en dus kan er een reactie plaatsvinden. Het paarse MnO 4 reageert en de producten zijn kleurloos. Bij oxidatie van H 2O 2 ontstaat zuurstofgas: reductie MnO 4 (aq) + 8 H + (aq) + 5e Mn 2+ (aq) + 4 H 2O (l) x2 oxidatie H 2O 2 (aq) O 2 (g) + 2 H + (aq) + 2e x5 reactievgl 2 MnO 4 (aq) + 6 H + (aq) + 5 H 2O 2 (aq) 2 Mn +2 (aq) + 8 H 2O (l) + 5 O 2 (g) Proef 6/7: Er gebeurt niets waarneembaars in 7. Dat klopt, want als Cr 2O 7 2 niet aangezuurd wordt, treedt het niet op als oxidator. Er treedt een reactie op, want de kleur van de druppel verandert van oranje naar geel/blauwgroen. Dit klopt met de potentiaalreeks: in zuur milieu is de oxidator Cr 2O 7 2

9 sterk genoeg om met de reductor I te reageren. Het beginproduct Cr 2O 7 2 is oranje, dit reageert in zuur milieu tot Cr 3+, dat in oplossing blauwgroen is. Het gevormde I 3 is bruin/geel: reductie Cr 2O 2 7 (aq) + 14 H + (aq) + 6e 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2O (l) oxidatie 3 I (aq) I 3 (aq) + 2e x3 reactie Cr 2O 2 7 (aq) + 14 H + (aq) + 9 I (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2O (l) + 3 I 3 (aq) Proef 8: Er treedt een kleurverandering van oranje naar blauwgroen op, dus er vindt een reactie plaats. Dit klopt met de potentiaalreeks: in zuur milieu is de oxidator Cr 2O 7 2 sterk genoeg om met de reductor SO 3 2 te reageren: Cr 2O 7 2 staat boven SO 3 2. Het beginproduct Cr 2O 7 2 is oranje, dit reageert in zuur milieu tot Cr 3+, dat in oplossing blauwgroen is. Het gevormde SO 3 2 is kleurloos: reductie Cr 2O 2 7 (aq) + 14 H + (aq) + 6e 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2O (l) oxidatie 2 SO 3 (aq) + H 2O (l) 2 SO 4 (aq) + 2 H + (aq) + 2e x3 reactie Cr 2O 2 7 (aq) + 8 H + 2 (aq) + 3 SO 3 (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 4 H 2O 2 (l) + 3 SO 4 (aq) Proef 9: Er treedt een reactie op, want er is een kleurverandering van lichtgeel naar geel/bruin. Volgens de potentiaalreeks reageert I inderdaad met Fe 3+, want oxidator Fe 3+ staat boven de reductor I. Fe 3+ is lichtgeel, deze kleur verdwijnt omdat Fe 3+ reageert. Het gevormde I 3 is geel/bruin. reductie Fe 3+ (aq) + e Fe 2+ (aq) x2 oxidatie 3 I (aq) I 3 (aq) + 2e reactie 2 Fe 3+ (aq) + 3 I (aq) 2 Fe 2+ (aq) + I 3 (aq) Proef 10: Er treedt een reactie op, want de geel/bruine kleur verdwijnt en de druppel wordt kleurloos. I 2 in aanwezigheid van I vormt I 3. Dit reageert met S 2O 3 2, want de oxidator I 2 staat boven de reductor S 2O 3 2 in de potentiaalreeks. I 2 is geel/bruin, deze kleur verdwijnt omdat I 2 reageert. De gevormde producten zijn kleurloos. reductie I 2 (aq) + 2e 2 I (aq) oxidatie 2 S 2O 2 3 (aq) S 4O 2 6 (aq) + 2e reactie I 2 (aq) + 2 S 2O 2 3 (aq) 2 I (aq) + S 4O 2 6 (aq) Proef 11: Er treedt een reactie op, want er ontstaat een geel/bruine kleur. Dat klopt, want in zuur milieu is H 2O 2 een sterke oxidator die in de potentiaalreeks boven de reductor I staat. Er wordt geel/bruin I 3 gevormd. reductie H 2O 2 (aq) + 2 H + (aq) + 2e 2 H 2O (l) oxidatie 3 I (aq) I 3 (aq) + 2e reactie H 2O 2 (aq) + 2 H + (aq) + 3 I (aq) 2 H 2O (l) + I 3 (aq)

10 Inlegblad redoxreacties 1 mol/l HCl 1 Mg snippers 1 mol/l HCl 2 Cu snippers 0,02 mol/l KMnO mol/l H 2SO 4 3 0,1 mol/l H 2C 2O 4 (+ MnSO 4) 0,02 mol/l KMnO 4 4 0,1 mol/l H 2C 2O 4 (+ MnSO 4) 0,02 mol/l KMnO mol/l H 2SO mol/l H 2O 2 0,2 mol/l K 2Cr 2O mol/l H 2SO 4 6 0,1 mol/l KI 0,2 mol/l K 2Cr 2O 7 7 0,1 mol/l KI 0,2 mol/l K 2Cr 2O mol/l H 2SO 4 8 0,2 mol/l Na 2SO 3 (2 druppels) 0,1 mol/lki 9 0,2 mol/l FeCl 3 0,05 mol/l I 2 opgelost in KIoplossing 10 0,1 mol/l Na 2S 2O 3 (2 druppels) 0,1 mol/l KI + 1 mol/l H 2SO mol/l H 2O 2

11