REDOX Wat is redox (ook alweer)?

Presentatie over: "REDOX Wat is redox (ook alweer)?"— Transcript van de presentatie:

1 REDOX Wat is redox (ook alweer)?
Redox-chemie zijn processen waarbij overdracht van elektronen plaats vindt ! (o ja, nu het er staat weet ik het weer) Voorbeelden: Accu’s, batterijen, brandstofcellen, etc

2 REDOX KI-oplossing en FeCl3-oplossing mengen in bekerglas  I2 neerslag !? KI-oplossing en FeCl3-oplossing in 2 bekerglazen, verbinden via electroden  lampje gaat branden  stroom !?

3 REDOX 2 I-  I2 (s)+ 2 e- 1* 2* Fe3+ + e-  Fe2+ +
2 Fe I-  2 Fe2+ + I2 (s) De elektronen gaan van I- naar Fe3+ waarbij I2 en Fe2+ ontstaan e- e- e- e-

4 REDOX herhalen 2 I-  I2 (s)+ 2 e- 1* e- e- 2* + Fe3+ + e-  Fe2+ e-
2* + Fe3+ + e-  Fe2+ e- e- e- e- e- 2 Fe I-  2 Fe2+ + I2 (s) e- e- De elektronen gaan van het ene bekerglas met I- door de draad en het lampje naar de het bekerglas met Fe3+. Hierbij ontstaan ook I2 en Fe2+ en gaat het lampje branden.

5 REDOX herhalen e- stromen van: – pool  + pool e- e- e- e- e- e- e- e-

6 REDOX herhalen Overeenkomsten redox met zuur-base !! Zuur-base Redox
Overdracht van H+ Overdracht van e- Sterkste zuren linksboven in Binas tabel 49 Sterkste oxidatoren linksboven in Binas tabel 48 Sterkste basen rechtsonder in Binas tabel 49 Sterkste reductoren rechtsonder in Binas tabel 48 Oxidatorsterkte: hoogste V0 Reductorsterkte: laagste V0 Zuursterkte: grootste Kz Basesterkte: grootste Kb

7 REDOX herhalen : opstellen reactievergelijkingen
Stap 1: zet in een tabel of de aanwezige deeltjes reductoren of oxidatoren zijn Zet meteen ook de V0 erbij in de tabel Oxidator Reductor Ox 1 Red 1 Ox 2 Red 2 Stap 2: bepaal de sterkste oxidator (hoogste V en sterkste reductor (laagste V0) NB: let ook op H2O

8 REDOX herhalen : opstellen reactievergelijkingen
Stap 3: zoek de halfvergelijkingen op in Binas en neem deze over Stap 4: Maak m.b.v. vermenigvuldigingsfactoren het aantal elektronen bij de halfvergelijkingen van de RED en OX. Stap 5: Tel de halfvergelijkingen op tot een totaalvergelijking

9 REDOX: opstellen reactievergelijkingen
Stap 6: bepaal het spanningsverschil van de reactie ΔV = V0 oxidator – V0 reductor ΔV > 0,3 V  aflopende reactie - 0,3 V < ΔV < 0,3 V  evenwichtsreactie ΔV < - 0,3 V  reactie verloopt niet

10 REDOX herhalen Oefenen met reacties:

11 Redox herhalen : invloed van omgeving
Zoals je ooit wel gemerkt zult hebben of nog zult merken is er een grote invloed van de omgeving op bv de corrosiesnelheid van een stuk metaal Een stuk metaal roest heel erg langzaam in zuurstofarm zuiver water Een stuk metaal roest in zuurstofrijk kraanwater Een stuk metaal roest snel in aangezuurd zuurstofrijk kraanwater

12 Redox herhalen : invloed van omgeving
Een stuk metaal roest heel erg langzaam in zuurstofarm zuiver water OX RED H2O –0,83V Fe (-0,44V) H2O ΔV = -0,39 V  < 0,3  geen reactie

13 Redox herhalen : invloed van omgeving
Een stuk metaal roest snel in zuurstofrijk water ΔV = 1,26V  > 0,3V  aflopende reactie OX RED O2/H2O (0,82 V) Fe (-0,44V) H2O H2O O2 + 2 H2O + 4 e-  4 OH- (*1) ,82V Fe  Fe e (*2) ,44V O2 + 2 H2O + 2Fe  2 Fe OH- Fe2+ + OH-  Fe(OH)2

14 Redox herhalen : invloed van omgeving
Een stuk metaal roest snel in aangezuurd zuurstofrijk kraanwater Ox Red ΔV = 1,66V  > 0,3  aflopende reactie O2/H2O,H+ (1,23 V) Fe (-0,44V) H2O H2O 1* Ox : O2 + 4H+ + 4 e-  2 H2O (1,23 V) Red: Fe  Fe2+ + 2e (-0,44 V) 2* 2 Fe + O2 + 4H+  Fe H2O (ΔV= 1,67 V)

15 Redox herhalen : invloed van omgeving
De omgeving heeft uiteraard ook bij andere stoffen invloed op de reactie !!! Verklaar waarom bij het mengen van ijzerpoeder met kaliumpermanganaat er een mengsel ontstaat van 2 vaste stoffen (waaronder bruinsteen) ontstaat terwijl bij het mengen van ijzerpoeder met een aangezuurd oplossing van kaliumpermanganaat dit niet zal gebeuren maar de oplossing juist helder en kleurloos wordt.

16 Redox herhalen : invloed van omgeving
Inventarisatie: ijzerpoeder = Fe kaliumpermanganaat = KMnO4 = K+ + MnO bruinsteen = MnO2 aangezuurd kaliumpermanganaat = K+ + MnO4- + H+

17 Redox herhalen : invloed van omgeving
Stap 1+2: Stap 1+2: aangezuurd OX RED MnO4- Fe H2O OX RED MnO4-/H+ Fe H2O

18 Redox herhalen : invloed van omgeving
Stap 3 t/m 6: niet aangezuurd 2* Ox : MnO H2O + 3 e-  MnO2 + 4 OH- 3* Red: Fe  Fe2+ + 2e- 2 MnO H2O + 3 Fe  3 Fe MnO2 + 8 OH- NB vervolgreactie: Fe OH-  Fe(OH)2 (s)

19 Redox herhalen : invloed van omgeving
Stap 3 t/m 6: aangezuurd 2* Ox : MnO4- + 8H+ + 5 e-  Mn H2O Red: Fe  Fe2+ + 2e- 5* 2 MnO H+ + 5 Fe  5 Fe Mn H2O

20 REDOX: electrochemische cel
Simulatie 1: Simulatie 2: Simulatie 3: Zn/Zn2+//H+/Pt

21 REDOX: batterijen Zn + 2 MnO2 + H2O  Zn(OH)2 + Mn2O3
Zn + Ag2O  Zn(OH)2 + 2 Ag

22 REDOX: batterijen Bij batterijen/accu’s treedt een elektrochemische reactie op. Bij batterijen/accu’s is de hoeveelheid chemicaliën die in de batterij of accu aanwezig is bepalend voor de capaciteit.

23 REDOX: batterijen Zaklantaarnsimulatie: ‘droge batterij’-simulatie:

24 REDOX: Overeenkomsten tussen batterijen en electrochemische cellen
Overeenkomsten batterij/electrochemische cel en brandstofcel e- e- e- e- e- e- e- – = red en + = ox e- gaan van red  ox - Red e- + Ox e- ‘zoutbrug’ of electroliet nodig ΔV= Vox – Vred Als red of ox ‘op’ is  geen reactie  geen ΔV

25 REDOX: loodaccu Simulatie 1: Simulatie 2:

26 REDOX: corrosie Als op metaal waterdruppels aanwezig zijn ontstaat er een elektrochemische cel waardoor ijzer (red) in oplossing gaat en zuurstofrijk water (ox) reageert  roest

27 REDOX: corrosie Als 2 verschillende metalen elkaar raken ontstaat ook een potentiaal verschil en zal er galvanische corrosie op gaan treden. Hierbij lost de sterkste reductor op en reageert op het oppervlak van het andere metaal het zuurstofrijke water als oxidator.

28 REDOX: corrosiebescherming
Door op een metaal een laagje van Zn (sterkere red) aan te brengen kan je het onderliggende metaal beschermen Voordeel: dit laagje zal eerst ‘op moeten gaan’ voor de corrosie van de onderliggende laag verder door zal gaan. Nadeel: dit laagje Zn ziet er niet mooi glimmend maar juist dof uit.

29 REDOX: corrosiebescherming
Door op een metaal een laagje van een ander metaal (sterkere ox) aan te brengen kan je het onderliggende metaal beschermen Voordeel: dit laagje kan mooi glimmend zijn en er ‘duur’ uit zien. Nadeel: bij beschadiging zal het corrosieproces van de onderliggende laag heel snel verder door gaan. (let dus op bij conservenblikken)

30 REDOX: corrosiebescherming
kathodisch beschermen  spanning op buis geleidende verbonden met elektrode in de grond.

31 REDOX: corrosiebescherming
Mg, Al, Zn, grafiet geleidend verbinden met buis lossen eerder op Nadeel: vervangings- + milieukosten

32 REDOX: corrosiebescherming
Zn-blokken lossen eerder op Nadeel: meer weerstand van schip, vervangings- + milieukosten

33 REDOX: loodaccu reacties
Stroom levering  ontladen: Ox (+): PbO2 + 4 H+ + SO e-  PbSO4 + H2O Red (-): Pb + SO  PbSO4 + 2 e- PbO2 + 4 H+ + Pb + 2 SO42-  2 PbSO4 + 2 H2O Opladen (= vorm van elektrolyse): PbSO4 + H2O  PbO2 + 4 H+ + SO e- PbSO4 + 2 e-  Pb + SO42- 2 PbSO4 + 2 H2O  PbO2 + 4 H+ + Pb + 2 SO42-

34 Electrolyse: algemeen
Principe van elektrolyse (gedwongen redox) is gelijk aan ‘normale’ (spontane) redoxreacties Sterkste oxidator en sterkste reductor reageren Verschil: Sterkste oxidator reageert aan de negatieve pool (hier komen de e- uit die de oxidatoren nodig hebben) en sterkste reductor reageert aan de positieve pool (hier gaan de e- naar toe die de reductoren afgeven

35 De sterkste oxidator en reductor reageren
Redox: electrolyse Het principe blijft gelijk aan de normale ‘spontane’ processen van redox. De sterkste oxidator en reductor reageren Alleen reageert de sterkste oxidator aan de – pool en sterkste reductor aan de + pool

36 Redox: electrolyse Simulatie:

37 Redox: electrolyse Doordat we de lading van 1 electron kennen is het ook te berekenen hoeveel elektronen bij welke stroomsterkte er per tijdseenheid passeren/reageren 1 elektron = 1,6*10-19 C 1 mol elektronen = C (= constante van Faraday) 1 A = 1 C/s = 1/(1,6*10-19 C/e) = 6,25*1018 e/s = 1,04*10-5 mol e-/s

38 Redox: electrolyse Bereken hoeveel gram Cu maximaal neerslaat in 1 uur tijd uit een Cu2+-oplossing bij een stroomsterkte van 10,00 A. 10,00 A = 1,04*10-4 mol e-/s = 0,3744 mol e- 0,3744 mol e- = 0,3744/2 mol Cu = 11,05 g

39 Redox: electrolyse Bereken de stroomsterkte die nodig is om gedurende 1 jaar de [Zn2+] in een 5 m3/u stroom afvalwater (dichtheid = 1,000 kg/L) te verlagen van 1,00*10-2 M naar 5,00 mppm. In: 0,01 M * 5000 * 24 * 365 = mol/jr Uit: 5,00 ppm = 5 g/m3 = 5 * 5*24*365 = g/jr = 3348,6 mol/jr Verwijderd = mol/jr (in) ,6 mol/jr (uit) = mol/jr Nodig 2 e-/mol Zn2+ mol e- /jr

40 Redox: electrolyse 8,69*105 mol e-* 9,648*105 C*(mol e)-1/jr = 8,39*1011 C/jr Want 1 mol e- = 9,648*105 C (=constant van faraday zie BinasT7) 8,39*1011 C/jr = 26,6*103 C/s = 26,6*103 A

41 Electrolyse: koperproductie
zuiver Cu2+ slaat neer op negatieve elektrode Positieve elektrode lost op = verontreinigde Cu-staaf verontreinigingen worden afgevoerd

42 Electrolyse: Al-productie

43 Electrolyse: productie van chloor mbv kwik-elektrolyse
Nadeel ?? Kwik is zeer (milieu)schadelijk

44 Electrolyse: productie van chloor mbv membraam-elektrolyse

45 Titreren Simulatie:

46 Leuk Redox filmpje Thermiet: Alkalimetalen:

47 And now for something completely different (maar ook leuk)