De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

11 Redoxreacties. Even opfrissen: Drie hoofdcategorieën stoffen:  Moleculaire stoffen: Atoombinding in molecuul (sterk), Van der Waals binding tussen.

Verwante presentaties


Presentatie over: "11 Redoxreacties. Even opfrissen: Drie hoofdcategorieën stoffen:  Moleculaire stoffen: Atoombinding in molecuul (sterk), Van der Waals binding tussen."— Transcript van de presentatie:

1 11 Redoxreacties

2 Even opfrissen: Drie hoofdcategorieën stoffen:  Moleculaire stoffen: Atoombinding in molecuul (sterk), Van der Waals binding tussen moleculen (zwak), polaire (atoom)bindingen, daardoor H-bruggen tussen moleculen.  Metalen: Metaalbinding (zeer sterk), dus hoog smeltpunt, geleiden  Zouten: Ionbinding (sterk), dus hoog smeltpunt, ionen

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 RedOx of niet? Algemeen kun je stellen dat alle reacties waarbij de lading van een deeltje verandert, redoxreacties zijn. Verder zijn alle reacties waarbij elementen verdwijnen en/of ontstaan ook redoxreacties.

6 Inleiding in de RedOx chemie Halfreacties (Tabel 48 BINAS) 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)

7 11.3Redoxkoppels Onedele metalen zijn sterke reductoren Een redox- koppel is een bij elkaar horend oxidator- reductorpaar: Li + (zwak) / Li (sterk) of F 2 (STERK) /F - (zwak)

8 Standaardelektrodepotentiaal V 0 zegt iets over de oxidatorsterkte: Hoe hoger V 0, hoe sterker de oxidator Een redoxreactie is aflopend: ∆V 0 ≥ 0,3 V (∆V 0 = V 0(ox) – V 0 (red) ) Er is sprake van een evenwichtsreactie: -0,3 V‹ ∆V 0 ‹ 0,3 V Er treedt geen reactie op als: ∆V 0 ≤ -0,3 V

9 Opstellen van REDOX vergelijkingen 1. Schrijf de formules van alle deeltjes op. (Vergeet H 2 O niet!) 2.Ga met Binas 48 na 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. (∆V 0 ≤ -0,3 V; dan geen reactie) 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. 7.VEREENVOUDIGEN!

10 Let op! 1.H + hoort vaak bij een oxidator (of staat op zichzelf) 2.Zowel OX als RED: H 2 O 2 H 2 O Fe 2+ en Sn SO 4 2- is alleen een OX als je geconcentreerd zwavelzuur hebt (-0.09) 4. NO 3 - is alleen OX in combinatie met H +. De combinatie NO H + komt twee keer voor: verdund salpeterzuur: ontstaat NO (bovenste: +0.96) geconcentreerd salpeterzuur: NO 2 (onderste: +0.80) Dus: SO 4 2- en NO 3 - zonder H+ niet opnemen in de tabel!

11 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

12 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:Ni e -  Ni red:Cr  Cr e - 5.Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! ox:Ni e -  Ni red:Cr  Cr e - 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. Ni 2+ (-0,26) staat links boven Cr (-0.74); ∆V 0 ≥ 0,3 V ; aflopend 3 Ni 2+ (aq) + 2 Cr(s)  3 Ni(s) + 2 Cr 3+ (aq) x 3 x 2

13 REDOX en TABEL 48 Voorbeeld: waterstofperoxide (H 2 O 2 ) en een aangezuurde oplossing van kaliumjodide.

14 Inventarisatie van het mengsel H2O2 H+K+ I-H2OH2O2 H+K+ I-H2O Tip: 1.H + hoort vaak bij een oxidator (of staat op zichzelf) Tip:2.H 2 O 2 - H 2 O- Cu 2+- Fe 2+ zijn zowel OX als RED OXIDATOR: H 2 O 2 + H + ; H 2 O 2 ; K + ; H 2 O REDUCTOR:H 2 O 2 ; I - ; H 2 O

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

16 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 -

17 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)

18 Redoxreacties Halfreacties

19 Zelf halfreacties opstellen 1.Noteer de gegeven deeltjes. 2.Maak de elementen kloppend, behalve O 3.Maak de O atomen kloppend met H 2 O 4.Maak de H atomen kloppend met H + 5.Maak de ladingen kloppend met e - 6.Extra stap bij neutraal of basisch milieu: H + wegwerken met OH - 7.Vereenvoudigen

20 Voorbeeld Sulfide- ionen kunnen in basisch milieu worden omgezet tot sulfaat- ionen. –Stel de halfreactie op.

21 1.Noteer de deeltjes 2.Elementen 3.O atomen met H 2 O 4.H atomen met H + 5.Ladingen kloppend met e - 6.Neutraal of basisch? 7.Vereenvoudigen. S 2-  SO 4 2- S klopt S H 2 O  SO 4 2- S H 2 O  SO H + S H 2 O  SO H + + 8e - S H 2 O + 8OH -  SO H 2 O + 8e - S OH -  SO H 2 O + 8e -

22 Opdracht Dichromaat- ionen worden omgezet in chroom- ionen in zuur- milieu Dichromaat- ionen worden omgezet in chroom- ionen in neutraal milieu Nogmaals de uitleg: Zelf opstellen van Redox

23 9.3 Energie uit batterijen Energiebron (zon, aarde, water en wind) Energiedragers (brandstoffen, biomassa) Stoffen die door een reactie energie vrijgeven Energievormen (zonne-, wind-, etc.)

24 Elektrochemische cel –Verzamelnaam voor batterijen en accu’s –halfcel –Zoutbrug –Elektrode –Elektrolyt- oplossing

25 25 Elektrochemische Cel Hoe stromen de elektronen?

26 De min- pool ontstaat aan de kant van de (sterkste) reductor De plus- pool ontstaat aan de kant van de (sterkste) oxidator Een Pt- elektrode en een C- elektrode doen nooit mee (inerte elektrode) als OX of RED

27

28 Oplaadbare batterij Redox reactie omkeerbaar Niet oplaadbare batterij Redox reactie niet omkeerbaar Energiedichtheid Verhouding geleverde energie : massa batterij Eenheid: kWh ( J)/ kg

29 Brandstofcel Totaalvergelijking: 2H 2 + O 2  2 H 2 O Verbranding van waterstof (naam: brandstofcel) RED:OX:

30 Brandstofcel Open batterij. In twee gescheiden ruimten stromen onafgebroken een brandstof (RED) en zuurstof (OX) naar binnen en reageren met elkaar. De reactieproducten stromen naar buiten. Chemische energie wordt zo omgezet in elektrische energie.

31 Elektrolyse REDOX Reactie die altijd verloopt Niet alleen een ontledingsmethode Reactie die verloopt onder invloed van een externe (gelijk)spanningsbron.

32 Elektrolyse

33 Let op! De halfreacties mag je nooit optellen! Bij de plus- pool reageert de sterkste reductor Bij de min- pool reageert de sterkste oxidator Als je moet kiezen tussen Cl - (+1.36) en H 2 O (+1.23) als RED dan wint Cl - !!!

34 Metalen Alkalimetalen: deze staan in groep 1 van het PS Aardalkalimetalen: deze staan in groep 2 van het PS Eigenschappen Metalen hebben een aantal kenmerkende fysische eigenschappen: -ze hebben meestal een glimmend uiterlijk -ze zijn zwaar (hebben een hoge dichtheid) -ze hebben meestal een hoog smeltpunt (met uitzondering van kwik (Hg) zijn alle metalen vaste stoffen bij kamertemperatuur) -geleiden warmte en elektriciteit.

35 Legering Mengsel van metalen (verbeteren eigenschappen) Brons (koper en tin) Messing (koper en zink)

36 Corrosie Reactie met zuurstof (water) *Edel: reageren niet (Au-Pt- Ag *half- edel: bij hogere T wel met O 2 (Cu) Kamertemperatuur: *Onedel: niet met water wel met O 2 (Fe) *Zeer onedel: met zuurstof en met water (Na)

37 Beschermen tegen corrosie 1.Aanbrengen van een beschermlaagje 2.Mengen met een ander metaal (legering) 3.Geleidend contact met een onedeler metaal (opofferingsmetaal)


Download ppt "11 Redoxreacties. Even opfrissen: Drie hoofdcategorieën stoffen:  Moleculaire stoffen: Atoombinding in molecuul (sterk), Van der Waals binding tussen."

Verwante presentaties


Ads door Google