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

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 !? mlavd@BCEC

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

REDOX 2 I-  I2 (s)+ 2 e- 1* e- e- 2* + Fe3+ + e-  Fe2+ e- e- e- e- 2* + Fe3+ + e-  Fe2+ e- e- e- e- e- 2 Fe3+ + 2 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. mlavd@BCEC

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

Redox reacties zijn reacties met elektronen overdracht Element ontstaat of verdwijnt Verbrandingen Alle reacties met ladingsverandering mlavd@BCEC

REDOX e- stromen van: – pool  + pool e- e- e- e- e- e- e- e- e- e- e- mlavd@BCEC

REDOX 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 mlavd@BCEC

REDOX: 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 V0 en sterkste reductor (laagste V0). NB: let ook op H2O mlavd@BCEC

REDOX: 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 mlavd@BCEC

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 mlavd@BCEC

REDOX Oefenen met reacties: http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/redox/home.html mlavd@BCEC

Redox: Fe + zoutzuur Bv: mengen van ijzerpoeder met zoutzuur Stap 1+2: OX RED HCl  H+ + Cl- Fe (-0,44 V) Fe H+ (0,0 V) H2O H2O Stap 3 t/m 6 Cl- O: 2H+ + 2 e-  H2(g) ΔV = 0 – (-0,44) = 0,44V  aflopend R: Fe  Fe2+ + 2 e- Fe + 2H+  Fe2+ + H2(g) mlavd@BCEC

REDOX: 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 mlavd@BCEC

Redox: koper + waterstofperoxide-oplossing Stap 1+2: OX RED H2O2 (0,94 V) Cu (0,34 V) H2O2 (0,68 V) H2O H2O Stap 3 t/m 6: Ox: H2O2 + 2 e-  2 OH- (0,94 V) Red: Cu  Cu2+ + 2 e- (0,34 V) Cu + H2O2  Cu2+ + 2 OH- (ΔV= 0,6 V) Cu2+ + 2 OH-  Cu(OH)2 (zie hfst 2) mlavd@BCEC

Redox: chloorwater + ijzer(II)chloride-oplossing Stap 1+2: OX RED Cl2 (1,36 V) Fe2+ (0,77 V) Fe2+ (-0,44 V) Cl- (1,36 V) H2O H2O Stap 3 t/m 6: Ox: Cl2 + 2 e-  2 Cl- (1,36 V) 1* Red: Fe2+  Fe3+ + e- (0,77 V) 2* 2 Fe2+ + Cl2  2 Fe3+ + 2 Cl- (ΔV= 0,59 V) mlavd@BCEC

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 heel erg langzaam in zuurstofarm zuiver water Een stuk metaal roest in zuurstofrijk kraanwater Een stuk metaal roest snel in aangezuurd zuurstofrijk kraanwater mlavd@BCEC

Redox: 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 mlavd@BCEC

Redox: 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) 0,82V Fe  Fe2+ + 2 e- (*2) -0,44V O2 + 2 H2O + 2Fe  2 Fe2+ + 4 OH- Fe2+ + 2 OH-  Fe(OH)2 mlavd@BCEC

Redox: 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+  2 Fe3+ + 2 H2O (ΔV= 1,67 V) mlavd@BCEC

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. mlavd@BCEC

Redox: invloed van omgeving Inventarisatie: ijzerpoeder = Fe kaliumpermanganaat = KMnO4 = K+ + MnO4- bruinsteen = MnO2 aangezuurd kaliumpermanganaat = K+ + MnO4- + H+ mlavd@BCEC

Redox: invloed van omgeving Stap 1+2: Stap 1+2: aangezuurd OX RED MnO4- Fe H2O OX RED MnO4-/H+ Fe H2O mlavd@BCEC

Redox: invloed van omgeving Stap 3 t/m 6: niet aangezuurd 2* Ox : MnO4- + 2 H2O + 3 e-  MnO2 + 4 OH- 3* Red: Fe  Fe2+ + 2e- 2 MnO4- + 4 H2O + 3 Fe  3 Fe2+ + 2 MnO2 + 8 OH- NB vervolgreactie: Fe2+ + 2 OH-  Fe(OH)2 (s) mlavd@BCEC

Redox: invloed van omgeving Stap 3 t/m 6: aangezuurd 2* Ox : MnO4- + 8H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O Red: Fe  Fe2+ + 2e- 5* 2 MnO4- + 16 H+ + 5 Fe  5 Fe2+ + 2 Mn2+ + 4 H2O mlavd@BCEC

Leuk Redox filmpje Thermiet: http://video.google.com/videoplay?docid=-7231843493488769585 Alkali: http://www.youtube.com/watch?v=Ft4E1eCUItI&feature=related mlavd@BCEC

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 ? mlavd@BCEC

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 3: kijk welk milieu neutraal/basisch wordt meestal H2O gebruikt als hulpdeeltje; zuur wordt H+ gebruikt als hulpdeeltje Stap 4: stel a.h.v. de (ladings)verandering en de bekende beginstof en eindstof een halfvergelijking met het juiste aantal e- op. mlavd@BCEC

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: MnO4- + H+  Mn2+ Stap 2/3: er wordt 4*O uit MnO4- gehaald dus worden er 4 water gemaakt: MnO4- + H+  Mn2+ + 4 H2O dus zijn er ook 8H+ nodig MnO4- + 8 H+  Mn2+ + 4 H2O Stap 4: voor pijl 7+ en na 2+ dus moeten er 5+ weg dus 5e- MnO4- + 8 H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O mlavd@BCEC

Zelf opstellen reactievergelijkingen Geef de halfreactie van jodaat in zuur milieu waarbij o.a. jood gevormd wordt Stap 1: 2 IO3- + H+  I2 Stap 2/3: er wordt 6*O uit IO3- gehaald 2 IO3- + H+  I2 + 6 H2O dus zijn er ook 12 H+ nodig 2 IO3- + 12 H+  I2 + 6 H2O Stap 4: voor pijl 10+ en na 0 dus 10+ weg dus 10 e- 2 IO3- + 12 H+ + 10 e-  I2 + 6 H2O mlavd@BCEC

Zelf opstellen reactievergelijkingen Geef de halfreactie van tin in neutraal milieu waarbij o.a. Tin(IV)oxide gevormd wordt Stap 1: Sn  SnO2 Stap 2/3: er wordt 2*O in Sn ‘gedaan’ Sn + 2 H2O  SnO2 + H+ dus zijn er ook 4 H+ nodig Sn + 2 H2O  SnO2 + 4 H+ Stap 4: voor pijl 0 en na 4+ dus 4+ teveel dus 4 e- nodig Sn + 2 H2O  SnO2 + 4 H+ + 4 e- mlavd@BCEC

And now for something completely different (maar ook leuk) http://www.youtube.com/watch?v=aA5Wggf7ftI&feature=related http://video.google.nl/videoplay?docid=-7525014357509994289&q=brainiac http://www.youtube.com/watch?v=Eb54iaXaqik&feature=related http://video.google.com/videoplay?docid=-6343218882618828140 http://video.google.com/videoplay?docid=-8014354858921252855 http://video.google.com/videoplay?docid=-8666853249964284510&q=type%3Agpick mlavd@BCEC