Hoofdstuk 8 Redoxreacties Chemie 6 (2u) Deze slides voor de lesbegeleiding worden ter beschikking gesteld, maar ze zijn te beperkt om als samenvatting van de cursus te kunnen dienen.
Oxidatie / Reductie Oxidatie: afstaan e - oxidatietrap Reductie: opnemen e - oxidatietrap Oxidator: neemt e - op Reductor: geeft e - af Redoxreactie: reductor + oxidator 2 Fe 2+ + Cl 2 2 Fe 3+ + 2 Cl -
Oxidatietrap Elektronegatieve waarde EN verschuiven van elektronenparen Oxidatietrap: # valentie-elektronen verschoven (covalente binding: ±1 ; datieve binding: ±2) Salpeterzuur HNO 3 : Oxidatietrap: hulp, geen echte ladingen
Voorbeeld redoxreactie Zn (s) + H 2 SO 4 (verdund) ZnSO 4 (aq) + H 2 (g) Zn: reductor H 2 SO 4 : oxidator Zn (0) Zn 2+ (+II) + 2 e - oxidatie 2 H + (+I)+ 2 e - H 2 (0) reductie
Oefeningen p. 36 1. Oxidatietrappen atomen van: H 2 SO 4 NH 3 Na + O 2 PO 4 3- CH 4 CCl 4 2. Reactievergelijking + reductor & oxidator: a) synthese KBr b) verbranding Na c) KI + Cl 2 paarse stof d) AgNO 3 + Cu Ag + blauwe oplossing e) Al + kopersulfaat Cu + aluminiumsulfaat
Sterke reductorsen oxidators Redoxreacties omkeerbaar? Reactiesnelheid? Mg / Zn / Fe / Pb / Cu + [HCl]=6 mol/l H 2 met verschillende reactiesnelheden M + 2 H + M 2+ + H 2 (g) edel metaal Cu reageert niet
Verdringingsreeks metalen sterke zwakke reductors: K Na Ca Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Ag Hg Au Pt Sterkste reductor: grootste reactiesnelheid Edelmetalen: omgekeerde reactie (reductie): CuO + H 2 Cu + H +
Redoxreactiestussen niet-metalen KI + Br 2 KBr + I 2 Verdringingsreeks (sterke zwakke oxidator): Cl O Br I S Taak: a) stel de halfreacties op b) vergelijk de reactiesnelheden
Oefeningen p. 40 1. Halfreacties Cl, O, Br, I, S 2. Reactie of niet? Leg uit: Zn + Fe 2+ Fe + Zn 2+ 2 Cl - + I 2 2 I - + Cl 2 3. Fe + Cl 2 FeCl 2 Plaats Cl in verdringingsreeks metalen?
Redoxreactiesin sterk zuur milieu Edelmetalen reageren niet met verdund zuur met afgifte van H 2 Toch reageert Cu in een sterk zuur milieu Cu + salpeterzuur NO 2 + kopernitraat Cu + 4 HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 (g) + 2 H 2 O Oxidatietrap Cu (0 +II) en N (+V +IV)
Oefeningen p. 45 2. a) LewisformuleMnO 4 - b) Formele lading en oxidatietrappen MnO - 4 c) Verklaar verschillen ionlading, formele lading Mn-atoom en oxidatietrap Mn-atoom
Redoxreactiesin basisch milieu Ontstaan van een basisch milieu 2 KMnO 4 + 6 KI + 4 H 2 0 2 MnO 2 + 3 I 2 + 8 KOH (+VII) (-I) (+IV) (0) sterke sterke zwakke zwakke oxidator reductor reductor oxidator In basisch milieu ontstaat geen OH - 2 KMnO 4 + Cu K 2 MnO 4 + CuMnO 4 (+VII) (0) (+VI) (+II)(+VI) sterke sterke zwakke zwakke oxidator reductor reductor oxidator
Overzicht MnO 4 -reductie afhankelijk van ph Sterk zuur: MnO 4- + 8 H + + 5 e - Mn 2+ (+II)+ 4 H 2 O Zwak zuur: MnO 4- + 4 H + + 3 e - MnO 2 (+IV)+ 2 H 2 O Ontstaan basisch: MnO 4- + 2 H 2 O+ 3 e - MnO 2 (+IV)+ 4 OH - Hinder door basisch: MnO 4- + e - MnO 4 2- (+VI)
Watersofperoxide Instabiel zwak zuur gebruikt als bleekmiddel en ontsmettingsmiddel (zuurstofwater) 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 (-I) (-II) (0) gereduceerd geoxideerd H 2 O 2 oxdatorénreductor? Auto-oxidatie : zelfontleding
H 2 O 2 als oxidator H 2 O 2 + 2 KI + H 2 SO 4 H 2 O + I 2 + K 2 SO 4 (-I) (-I) (-II) (0) sterke sterke zwakke zwakke oxidator reductor reductor oxidator
Oefeningen p. 53 2. 1 ml [NaClO]=1,5 mol/l + 50 ml water ph? 3. Geef de redox-vergelijkingen: a) Cu + H 2 O 2 + H 2 SO 4 blauwe oplossing b) FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 roestkleurige opl.
Redoxsystemen p 57: lijst halfreacties volgens sterkte Sterkte uitwisseling e - : elektr. stroom meten: oxidatorkrijgt e - + pool (kathode) reductorstaat e - af -pool (anode) Ox. (+) Red. (-) C elektr. T U Cu/Cu 2+ Zn/Zn 2+ 1 mol/l 20 C 1,10 V Cu/Cu 2+ Fe/Fe 2+ 1 mol/l 20 C 0,75 V Cu/Cu 2+ Pb/Pb 2+ 1 mol/l 20 C 0,47 V Cu/Cu 2+ Zn/Zn 2+ 1 mol/l T < 1,1 V Cu/Cu 2+ Zn/Zn 2+ 0,1 mol/l 20 C 1,07 V
Redoxpotentiaal Elektrische spanning door potentiaalverschil Redoxpotentiaal van een halfcel (relatief) Referentiepotentiaal: std. waterstof elektrode ([H + ]=1 mol/l, p=1000 hpa, T=25 C) 2 H + + 2 e - H 2 Ox. (+) Red. (-) C elektr. T E 0 Cu/Cu 2+ H 2 /2H + 1 mol/l 25 C +0,34 V H 2 /2H + H 2 /2H + 1 mol/l 25 C 0 V H 2 /2H + Pb/Pb 2+ 1 mol/l 25 C -0,13 V H 2 /2H + Fe/Fe 2+ 1 mol/l 25 C -0,41 V H 2 /2H + Zn/Zn 2+ 1 mol/l 25 C -0,76 V
Standaard redox-potentialen E 0 (Cu/Cu 2+ ) > 0 0 > E 0 (Pb/Pb 2+ ) > E 0 (Fe/Fe 2+ ) > E 0 (Zn/Zn 2+ ) sterk oxidator zwak zwak reductor sterk Tabel 7: redoxpotentialen(p 232) Fe 2+ + 2 e - Fe Zn 2+ + 2 e - Zn Fe 2+ + Zn Zn 2+ + Fe ox red E 0 = -0,41 V E 0 = -0,76 V naar links:- E 0 = 0,35 V
Redox: aflopend of evenwicht Evenwichtsconstante K c Nernst: log K c = n. E 0 /0,059 K c = 10 n E /0,059 K c > 10 3 aflopende reactie 10-3 > K c > 10 3 evenwicht K c < 10-3 verwaarloosbaar
Redox-reacties Cu 2+ + Zn Zn 2+ + Cu E 0 = 1,10V K c = 10 37 Cu+ I 2 2 I - + Cu 2+ E 0 = 0,20V K c = 10 7 Ag + + Fe 2+ Ag + Fe 3+ E 0 = 0,03V K c = 10 ½ Pb+ Sn 2+ Sn + Pb 2+ E 0 = -0,01V K c = 10 ⅓ Cu 2+ + 2 Ag 2 Ag + + Cu E 0 = -0,46V K c = 10-16
Oefeningen p. 64 1. Redoxtabel: negatieve polen? 2. Reacties? a) oxidatie I - door Br 2 b) oxidatie Cr 2+ door NO 3-4. Potentiaalverschil systemen? 2+ 2+ a) Pb/Pb 2+ en Cu/Cu 2+ b) Al/Al 3+ en Zn/Zn 2+ 5. Reacties? a) Hg 2+ + Pb b) Cl 2 + HNO 3 d) Fe 2+ + 2 Cl -
Oefeningen p. 64 6. Reacties? b) Br 2 + Pt e) 2 Cu + I 2 Cu 2 I 2 7. Reacties? a) Al + Pb(NO 3 ) 2 3 2 b) HCl + Cu c) F 2 + KCl d) CuF 2 + I 2 e) Zn + HCl f) Fe + H 2 SO 4 g) K + H 2 O
Elektrolyse Batterijen laden, Al-productie, chromeren,... 2 Na + + 2 Cl - 2 Na + Cl 2 Verband elektrolyse en galvanische cel?