De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

REDOX Wat is redox ? Redox-chemie zijn processen waarbij overdracht van elektronen plaats vindt ! Voorbeelden: Accu’s, batterijen, brandstofcellen,

Verwante presentaties


Presentatie over: "REDOX Wat is redox ? Redox-chemie zijn processen waarbij overdracht van elektronen plaats vindt ! Voorbeelden: Accu’s, batterijen, brandstofcellen,"— Transcript van de presentatie:

1 REDOX Wat is redox ? Redox-chemie zijn processen waarbij overdracht van elektronen plaats vindt ! Voorbeelden: Accu’s, batterijen, brandstofcellen, etc

2 REDOX KI-oplossing en FeCl 3 - oplossing mengen in bekerglas  I 2 neerslag !? KI-oplossing en FeCl 3 -oplossing in 2 bekerglazen, verbinden via electroden  lampje gaat branden  stroom !?

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

4 REDOX 2 I -  I 2 (s) + 2 e - Fe 3+ + e -  Fe 2+ 2 Fe I -  2 Fe 2+ + I 2 (s) De elektronen gaan van het ene bekerglas met I - door de draad en het lampje naar de het bekerglas met Fe 3+. Hierbij ontstaan ook I 2 en Fe 2+ en gaat het lampje branden. e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- 1* 2* +

5 REDOX Zn-staaf in Loodnitraat (aq)  Pb (s) Zn-staaf in Koper(II)nitraat (aq)  Cu (s) Pb-staaf in Koper(II)nitraat (aq)  Cu (s)

6 REDOX Redox reacties zijn reacties met elektronen overdracht Element ontstaat of verdwijnt Verbrandingen Alle reacties met ladingsverandering

7 REDOX e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e-e- e - stromen van: – pool  + pool

8 REDOX Overeenkomsten redox met zuur-base !! Zuur-baseRedox 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 Zuursterkte: grootste K z Basesterkte: grootste K b Oxidatorsterkte: hoogste V 0 Reductorsterkte: laagste V 0

9 REDOX: opstellen reactievergelijkingen Stap 1: zet in een tabel of de aanwezige deeltjes reductoren of oxidatoren zijn. Zet meteen ook de V 0 erbij in de tabel OxidatorReductor Ox 1Red 1 Ox 2Red 2 Stap 2: bepaal de sterkste oxidator (hoogste V 0 en sterkste reductor (laagste V 0 ). NB: let ook op H 2 O

10 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 REDOX: opstellen reactievergelijkingen

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

12 REDOX Oefenen met reacties: lashfiles/redox/home.html lashfiles/redox/home.html

13 Redox: Fe + zoutzuur Bv: mengen van ijzerpoeder met zoutzuur Stap 1+2: OXRED Stap 3 t/m 6 Fe + 2H +  Fe 2+ + H 2(g) H + (0,0 V) Fe (-0,44 V) H2OH2OH2OH2O R: Fe  Fe e - O: 2H e -  H 2(g) Fe HCl  H + + Cl - Cl - ΔV = 0 – (-0,44) = 0,44V  aflopend

14 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 REDOX: opstellen reactievergelijkingen

15 Redox: koper + waterstofperoxide-oplossing Stap 1+2: OXRED Stap 3 t/m 6: Cu + H 2 O 2  Cu OH - (ΔV= 0,6 V) H 2 O 2 (0,94 V)Cu (0,34 V) H2OH2O H2OH2O Red: Cu  Cu e - (0,34 V) Ox: H 2 O e -  2 OH - (0,94 V) H 2 O 2 (0,68 V) Cu OH -  Cu(OH) 2 (zie hfst 2)

16 Redox: chloorwater + ijzer(II)chloride-oplossing Stap 1+2: OXRED Stap 3 t/m 6: 2 Fe 2+ + Cl 2  2 Fe Cl - (ΔV= 0,59 V) Cl 2 (1,36 V)Fe 2+ (0,77 V) H2OH2O H2OH2O Red: Fe 2+  Fe 3+ + e - (0,77 V) Ox: Cl e -  2 Cl - (1,36 V) Cl - (1,36 V)Fe 2+ (-0,44 V) 2* 1*

17 Redox: 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 in zuurstofrijk kraanwater - Een stuk metaal roest heel erg langzaam in zuurstofarm zuiver water - Een stuk metaal roest snel in aangezuurd zuurstofrijk kraanwater

18 Redox: invloed van omgeving - Een stuk metaal roest heel erg langzaam in zuurstofarm zuiver water OXRED H2OH2O H 2 O –0,83V ΔV = -0,39 V  < 0,3  geen reactie Fe (-0,44V)

19 Redox: invloed van omgeving - Een stuk metaal roest snel in zuurstofrijk water OXRED O 2 /H 2 O (0,82 V)Fe (-0,44V) H2OH2O H2OH2O ΔV = 1,26V  > 0,3V  aflopende reactie O H 2 O + 4 e -  4 OH - (*1) 0,82V Fe  Fe e - (*2) -0,44V O H 2 O + 2Fe  2 Fe OH - Fe OH -  Fe(OH) 2

20 Redox: invloed van omgeving - Een stuk metaal roest snel in aangezuurd zuurstofrijk kraanwater OxRed O 2 /H 2 O,H + (1,23 V)Fe (-0,44V) H2OH2OH2OH2O ΔV = 1,66V  > 0,3  aflopende reactie Red: Fe  Fe e - (-0,44 V) Ox : O 2 + 4H e -  2 H 2 O (1,23 V) 2* 1* 2 Fe + O 2 + 4H +  2 Fe H 2 O (ΔV= 1,67 V)

21 Redox: 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.

22 Redox: invloed van omgeving Inventarisatie: ijzerpoeder = Fe kaliumpermanganaat = KMnO 4 = K + + MnO 4 - bruinsteen = MnO 2 aangezuurd kaliumpermanganaat = K + + MnO H +

23 Redox: invloed van omgeving Stap 1+2: OXRED MnO 4 - Fe H2OH2OH2OH2O Stap 1+2: aangezuurd OXRED MnO 4 - /H + Fe H2OH2OH2OH2O

24 Redox: invloed van omgeving Stap 3 t/m 6: niet aangezuurd Ox : MnO H 2 O + 3 e -  MnO OH - Red: Fe  Fe e - 2 MnO H 2 O + 3 Fe  3 Fe MnO OH - NB vervolgreactie: Fe OH -  Fe(OH) 2 (s) 3* 2*

25 Redox: invloed van omgeving Stap 3 t/m 6: aangezuurd Ox : MnO H e -  Mn H 2 O 2* 5* Red: Fe  Fe e - 2 MnO H Fe  5 Fe Mn H 2 O

26 Leuk Redox filmpje Thermiet: http://video.google.com/videoplay?docid= Alkali:

27 Zelf opstellen reactievergelijkingen Uiteraard staan niet alle reacties in Binas voor je klaar, je moet ook zelf half- en totaalvergelijkingen op kunnen stellen. Hoe gaat dat zelf opstellen van half- en totaalvergelijkingen ?

28 Zelf opstellen reactievergelijkingen Stap 1: schrijf de formules van de deeltjes op Stap 2: kijk welke (ladings)verandering er op treedt tussen de beginstof en eindstof Stap 4: stel a.h.v. de (ladings)verandering en de bekende beginstof en eindstof een halfvergelijking met het juiste aantal e - op. Stap 3: kijk welk milieu neutraal/basisch wordt meestal H 2 O gebruikt als hulpdeeltje; zuur wordt H + gebruikt als hulpdeeltje

29 Zelf opstellen reactievergelijkingen Geef de reactievergelijking van de reactie van permanganaat in zuur milieu waarbij o.a. een Mn(II)ion gevormd wordt Stap 1: MnO H +  Mn 2+ Stap 2/3: er wordt 4*O uit MnO 4 - gehaald dus worden er 4 water gemaakt: MnO H +  Mn H 2 O dus zijn er ook 8H + nodig MnO H +  Mn H 2 O Stap 4: voor pijl 7 + en na 2 + dus moeten er 5 + weg dus 5e - MnO H + + 5e -  Mn H 2 O

30 Zelf opstellen reactievergelijkingen Geef de halfreactie van jodaat in zuur milieu waarbij o.a. jood gevormd wordt Stap 1: 2 IO H +  I 2 Stap 2/3: er wordt 6*O uit IO 3 - gehaald 2 IO H +  I H 2 O dus zijn er ook 12 H + nodig 2 IO H +  I H 2 O Stap 4: voor pijl 10 + en na 0 dus 10 + weg dus 10 e - 2 IO H e -  I H 2 O

31 Zelf opstellen reactievergelijkingen Geef de halfreactie van tin in neutraal milieu waarbij o.a. Tin(IV)oxide gevormd wordt Stap 1: Sn  SnO 2 Stap 2/3: er wordt 2*O in Sn ‘gedaan’ Sn + 2 H 2 O  SnO 2 + H + dus zijn er ook 4 H + nodig Sn + 2 H 2 O  SnO H + Stap 4: voor pijl 0 en na 4+ dus 4+ teveel dus 4 e - nodig Sn + 2 H 2 O  SnO H e -

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


Download ppt "REDOX Wat is redox ? Redox-chemie zijn processen waarbij overdracht van elektronen plaats vindt ! Voorbeelden: Accu’s, batterijen, brandstofcellen,"

Verwante presentaties


Ads door Google