De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

Zuren en basenreductoren en oxidatoren zuur staat H + afreductor staat e - af base neemt H + opoxidator neemt e - op zuurbase reactie = protonoverdrachtredox.

Verwante presentaties


Presentatie over: "Zuren en basenreductoren en oxidatoren zuur staat H + afreductor staat e - af base neemt H + opoxidator neemt e - op zuurbase reactie = protonoverdrachtredox."— Transcript van de presentatie:

1 zuren en basenreductoren en oxidatoren zuur staat H + afreductor staat e - af base neemt H + opoxidator neemt e - op zuurbase reactie = protonoverdrachtredox reactie = elektronoverdracht tabel 49:tabel 48: op één regel links en rechts geconjugeerde deeltjes linker kolom zure deeltjes in afnemende sterkte linker kolom oxidatoren in afnemende sterkte rechter kolom basische deeltjes in toenemende sterkte rechter kolom reductoren in toenemende sterkte K z / K b bepaalt zuur / base sterktestandaard elektrode potentiaal bepaalt red/ox sterkte reactie verloopt als zuur staat boven base reactie verloopt als oxidator staat boven reductor amfolyt zowel base als zuurbijv. Fe 2+ zowel red als ox

2 Inleiding in de RedOx chemie “Verbranding” van staalwol Reactievergelijking: 2 Fe(s) + O 2 (g)  2 FeO(s) metaal moleculaire zout stof Er ontstaan ionen (geladen deeltjes)! Wat moet er dan gebeurd zijn??  IJzer heeft electronen afgestaan: Fe  Fe e - Het ijzeratoom is dus een ijzerion geworden!  Zuurstof heeft electronen opgenomen: O 2 + 4e -  2 O 2- Het zuurstofmolecuul is gesplitst in twee zuurstofionen

3 Inleiding in de RedOx chemie “Verbranding” van staalwol Reactievergelijking: 2 Fe(s) + O 2 (g)  2 FeO(s) metaal moleculaire zout stof Er ontstaan ionen (geladen deeltjes)! Wat moet er dan gebeurd zijn??  IJzer heeft electronen afgestaan: Fe  Fe e - Het ijzeratoom is dus een ijzerion geworden!  Zuurstof heeft electronen opgenomen: O 2 + 4e -  2 O 2- Het zuurstofmolecuul is gesplitst in twee zuurstofionen

4 Inleiding in de RedOx chemie 2 Fe(s) + O 2 (g)  2 FeO(s) 2 x 2e - staat e - af:neemt e - op: ReductorOxidator Als bij een reactie elektronenoverdracht plaatsvindt spreken we van een RedOxreactie! Deeltjes die elektronen opnemen zijn oxidatoren Deeltjes die elektronen afstaan zijn reductoren We bekijken nog eens de vorige reactievergelijking:

5 Inleiding in de RedOx chemie Halfreacties Elke RedOxreactie is op te splitsen in twee halfreacties. Eén die het afstaan van elektronen weergeeft (reductor) Eén die het opnemen van elekronen weergeeft (oxidator) We bekijken weer ons voorbeeld: 2 Fe(s) + O 2 (g)  2 FeO(s) Halfreactie (Red)Fe (s)  Fe e - Halfreactie (Ox)O 2 (g) + 4e -  2 O 2- 2x 1x + Totaal reactie 2 Fe (s) + O 2 (g)  2 FeO (s)

6 Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen De notatie van de redoxvergelijkingen schrijven we in stappen op. 1.Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H 2 O niet!) 2.Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. 3.Kies uit het rijtje de sterkste oxidator en de sterkste reductor. 4.Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. 5.Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! 6.Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. In de totaalreactie (de eigenlijke redoxreactie) schrijven we tenslotte de toestandsaanduidingen.

7 Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen We dompelen een staafje chroom in een oplossing van nikkelchloride. 1.Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H 2 O niet!) 2.Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. 3.Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor. Oplossing van nikkelchloride, dus aanwezig: Ni 2+, Cl - en H 2 O Staafje chroom: Cr ox: Ni 2+, H 2 O Deeltjes kunnen zowel ox als red zijn! red: Cl -, Cr, H 2 O ox:Ni 2+ red:Cr

8 Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen We schenken een waterstofperoxide-oplossing bij een aangezuurde natriumjodide-oplossing. 1.Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H 2 O niet!) 2.Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. 3.Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor. Oplossing van waterstofperoxide, dus aanwezig: H 2 O 2 en H 2 O Aangezuurde natriumjodide-oplossing: H +, Na +, I -, H 2 O ox: H 2 O 2, H 2 O, Na +, H +, H 2 O 2 + H + Soms kom je een red: I -, H 2 O 2, H 2 O combinatie van deeltjes tegen! ox:H 2 O 2 + H + red:I -

9 Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen 6.Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. ox:H 2 O 2 + 2H + + 2e -  2 H 2 O red:2I -  I 2 + 2e - 5.Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! ox:H 2 O 2 + 2H + + 2e -  2 H 2 O red:2I -  I 2 + 2e - 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. H 2 O 2 + H + staat links boven I - ; de reactie kan verlopen H 2 O 2 (aq) + 2H + (aq) + 2I - (aq)  2 H 2 O(l) + I 2 (s)

10 Sterkst! Als er geen H + is, neem je deze! Sterkste reductor

11 Cr 3+  Cr 2 O 7 2- Stap 1:Noteer oxidator en reductor Stap 2:Maak element kloppend Stap 3:Maak O en H kloppend met H 2 O, H + of OH - afhankelijk van het milieu 2+ 7H 2 O+ 14 H + + 6e - Vraag 1: dichromaat in zuur milieu naar chroom(III)ionne Stap 4:ladingbalans

12 Halfreactie opstellen: C 2 H 5 OH  CH 3 COOH Stap 1:Noteer oxidator en reductor Stap 2:Maak element kloppend Stap 3:Maak O en H kloppend met H 2 O, H + of OH - afhankelijk van het milieu + H 2 O+ 4 H + + 4e - Vraag 2: ethanol in neutraal milieu naar azijnzuur Stap 4:ladingbalans

13 Halfreactie opstellen: C 4 H 8  CO 2 Stap 1:Noteer oxidator en reductor Stap 2:Maak element kloppend Stap 3:Maak O en H kloppend met H 2 O, H + of OH - afhankelijk van het milieu 4 + 8H 2 O+ 24 H e - Vraag 3: buteen wordt omgezet in CO 2 Stap 4:ladingbalans

14 Elektrochemische cellen Elektrochemische cel – Verzamelnaam voor batterijen en accu’s Belangrijke begrippen – Halfcel – Zoutbrug – Verbindend elektrolyt – Standaardelektrodepotentiaal – Bronspanning

15 Brandstofcel voor de halfreactie met de reductor geldt: 2 H 2 (g) + 4 OH - → 4 H 2 O + 4 e - voor de halfreactie met de oxidator geldt: O 2 (g) + 2 H 2 O + 4 e - → 4 OH - Opgeteld: 2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O

16 Redox Bij Redox hebben we te maken met oxidatoren en reductoren die een potentaalverschil kunnen hebben. ΔV = V ox - V red In Binas T 48 vind je de potentialen voor een aantal stoffen waarbij uitgegaan is van 1 M, 298 K en p = p 0. Onder deze voorwaarden kan het potentiaalverschil berekend worden met : ΔV = V 0 ox – V 0 red

17 Redox: Wet van Nernst Als de concentraties of de temperatuur veranderd wordt moeten ook de potentialen aangepast worden. Wet van Nernst (per cel): V = V 0 + (0,059/n) * log([ox]/[red]) Binas e - uit de halfvergelijking

18 Redox: Wet van Nernst Bv: Cu staaf in 0,1M Cu 2+ en Zn staaf in 0,5M Zn 2+ oxred Cu 2+ Zn Zn 2+ Cu H2OH2OH2OH2O Ox 0,1M Cu 2+ : Cu e -  Cu (s) 0,5M (s)  1 Red Zn/0,5M Zn 2+ : Zn (s)  Zn e - 0,1M (s)  1 V ox = 0,34 + 0,059/2 * log 0,1 = 0,31 V V red = -0,76 + 0,059/2 * log 0,5 = -0,77 V V bron = V ox - V red = 0,31 – (-0,77) = 1,08 V

19 Corrosie Roesten van ijzer in vochtige omgeving onder invloed van zuurstof O 2 (g) + 2 H 2 O (l) + 4e - → 4 OH - (aq) Fe (s) → Fe 2+ (aq) + 2e -

20 Corrosie tegengaan Fosfateren en lakken – Behandeling met ijzer(III)diwaterstoffosfaat zorgt voor goed sluitende laag van ijzer(III)fosfaat Verzinken en vertinnen – Zink, tin en aluminium stoppen corrosie door zelf te oxideren. Het oxidelaagje is moeilijk doordringbaar Verchromen en vernikkelen – Chroom vormt ook een moeilijk doordringbare laag. Is bij chroom echter heel dun, zodat het goed blijft glanzen.

21 Corrosie tegengaan (vervolg) Gebruik van opofferingsmetalen – Opofferingsmetaal (onedeler) gaat over in ionvorm in plaats bijvoorbeeld ijzer. Veel toepassing in offshore (grote tankers, booreilanden) Kathodische bescherming – Veel toegepast bij metalen buizen (bijv gasleidingen) onder de grond. Door de buis een heel klein beetje negatief geladen te maken wordt (grotendeels) voorkomen dat Fe 2+ kan ontstaan

22 Elektrolyse Reactie die niet spontaan verloopt Niet alleen een ontledingsmethode Reactie die verloopt onder invloed van een externe (gelijk)spanningsbron.

23 Elektrolyse van zinkbromide 2 Br - → Br e - Zn e - → Zn

24 Water als reductor bij elektrolyse Bv. zinknitraat oplossing 2 H 2 O → O H e - x 1 Zn e - → Znx 2 _______________________________ 2 H 2 O + 2 Zn 2+ → O Zn + 4 H +

25 Water als oxidator bij elektrolyse Bv. natriumbromide oplossing 2 Br - → Br e - x 1 2 H 2 O + 2e - → H OH - x 1 _______________________________ 2 H 2 O + 2 Br - → Br 2 + H OH -

26 Elektrolyse van water Bv. natriumnitraat oplossing 2 H 2 O → O H e - x 1 2 H 2 O + 2e - → H OH - x 2 _______________________________ 6 H 2 O → 2 H 2 + O H OH - 2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

27 Toepassingen elektrolyse ´Vrijmaken´ van metalen uit zouten Aanbrengen van dunne metaallaagjes Elektrolytisch zuiveren van koper Elektrochemische metaalbewerking


Download ppt "Zuren en basenreductoren en oxidatoren zuur staat H + afreductor staat e - af base neemt H + opoxidator neemt e - op zuurbase reactie = protonoverdrachtredox."

Verwante presentaties


Ads door Google