zuren en basen reductoren en oxidatoren zuur staat H+ af reductor staat e- af base neemt H+ op oxidator neemt e- op zuurbase reactie = protonoverdracht redox 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 Kz / Kb bepaalt zuur / base sterkte standaard elektrode potentiaal bepaalt red/ox sterkte reactie verloopt als zuur staat boven base reactie verloopt als oxidator staat boven reductor amfolyt zowel base als zuur bijv. Fe2+ zowel red als ox

Inleiding in de RedOx chemie “Verbranding” van staalwol Reactievergelijking: 2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s) metaal moleculaire zout stof Er ontstaan ionen (geladen deeltjes)! Wat moet er dan gebeurd zijn?? IJzer heeft electronen afgestaan: Fe  Fe2+ + 2e- Het ijzeratoom is dus een ijzerion geworden! Zuurstof heeft electronen opgenomen: O2 + 4e-  2 O2- Het zuurstofmolecuul is gesplitst in twee zuurstofionen

Inleiding in de RedOx chemie “Verbranding” van staalwol Reactievergelijking: 2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s) metaal moleculaire zout stof Er ontstaan ionen (geladen deeltjes)! Wat moet er dan gebeurd zijn?? IJzer heeft electronen afgestaan: Fe  Fe2+ + 2e- Het ijzeratoom is dus een ijzerion geworden! Zuurstof heeft electronen opgenomen: O2 + 4e-  2 O2- Het zuurstofmolecuul is gesplitst in twee zuurstofionen

Inleiding in de RedOx chemie Deeltjes die elektronen opnemen zijn oxidatoren Deeltjes die elektronen afstaan zijn reductoren We bekijken nog eens de vorige reactievergelijking: 2 x 2e- 2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s) staat e- af: neemt e- op: Reductor Oxidator Als bij een reactie elektronenoverdracht plaatsvindt spreken we van een RedOxreactie!

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) + O2(g)  2 FeO(s) Halfreactie (Red) Fe (s)  Fe2+ + 2e- Halfreactie (Ox) O2 (g) + 4e-  2 O2- 2x 1x + Totaal reactie 2 Fe (s) + O2 (g)  2 FeO (s)

Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen De notatie van de redoxvergelijkingen schrijven we in stappen op. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H2O niet!) 2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. 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.

Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen We dompelen een staafje chroom in een oplossing van nikkelchloride. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H2O niet!) Oplossing van nikkelchloride, dus aanwezig: Ni2+, Cl- en H2O Staafje chroom: Cr 2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. ox: Ni2+, H2O Deeltjes kunnen zowel ox als red zijn! red: Cl-, Cr, H2O 3. Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor. ox: Ni2+ red: Cr

Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen We schenken een waterstofperoxide-oplossing bij een aangezuurde natriumjodide-oplossing. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H2O niet!) Oplossing van waterstofperoxide, dus aanwezig: H2O2 en H2O Aangezuurde natriumjodide-oplossing: H+, Na+, I-, H2O 2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. ox: H2O2, H2O, Na+, H+, H2O2 + H+ Soms kom je een red: I-, H2O2, H2O combinatie van deeltjes tegen! 3. Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor. ox: H2O2 + H+ red: I-

Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. H2O2 + H+ staat links boven I- ; de reactie kan verlopen 5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! ox: H2O2 + 2H+ + 2e-  2 H2O red: 2I-  I2 + 2e- 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: H2O2 + 2H+ + 2e-  2 H2O red: 2I-  I2 + 2e- H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2I-(aq)  2 H2O(l) + I2(s)

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

Vraag 1: dichromaat in zuur milieu naar chroom(III)ionne 2 Cr3+  Cr2O72- + 7H2O + 14 H+ + 6e- Stap 1: Noteer oxidator en reductor Stap 2: Maak element kloppend Stap 3: Maak O en H kloppend met H2O, H+ of OH- afhankelijk van het milieu Stap 4: ladingbalans

Halfreactie opstellen: Vraag 2: ethanol in neutraal milieu naar azijnzuur C2H5OH  CH3COOH + H2O + 4 H+ + 4e- Stap 1: Noteer oxidator en reductor Stap 2: Maak element kloppend Stap 3: Maak O en H kloppend met H2O, H+ of OH- afhankelijk van het milieu Stap 4: ladingbalans

Halfreactie opstellen: Vraag 3: buteen wordt omgezet in CO2 C4H8  CO2 + 8H2O 4 + 24 H+ + 24e- Stap 1: Noteer oxidator en reductor Stap 2: Maak element kloppend Stap 3: Maak O en H kloppend met H2O, H+ of OH- afhankelijk van het milieu Stap 4: ladingbalans

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

Brandstofcel voor de halfreactie met de reductor geldt: 2 H2 (g) + 4 OH- → 4 H2O + 4 e- voor de halfreactie met de oxidator geldt: O2 (g) + 2 H2O + 4 e- → 4 OH- Opgeteld: 2 H2 + O2 → 2 H2O

Redox Bij Redox hebben we te maken met oxidatoren en reductoren die een potentaalverschil kunnen hebben. ΔV = Vox - Vred In Binas T 48 vind je de potentialen voor een aantal stoffen waarbij uitgegaan is van 1 M, 298 K en p = p0. Onder deze voorwaarden kan het potentiaalverschil berekend worden met : ΔV = V0 ox – V0 red mlavd@BCEC

e- uit de halfvergelijking Redox: Wet van Nernst Als de concentraties of de temperatuur veranderd wordt moeten ook de potentialen aangepast worden. Wet van Nernst (per cel): V = V0 + (0,059/n) * log([ox]/[red]) e- uit de halfvergelijking Binas mlavd@BCEC

Redox: Wet van Nernst Vbron = Vox - Vred = 0,31 – (-0,77) = 1,08 V ox Bv: Cu staaf in 0,1M Cu2+ en Zn staaf in 0,5M Zn2+ ox red Cu2+ Zn Zn2+ Cu H2O 0,1M (s)  1 Ox 0,1M Cu2+: Cu2+ + 2 e-  Cu(s) Vox = 0,34 + 0,059/2 * log 0,1 = 0,31 V (s)  1 0,5M Red Zn/0,5M Zn2+: Zn(s)  Zn2+ +2 e- Vred = -0,76 + 0,059/2 * log 0,5 = -0,77 V Vbron = Vox - Vred = 0,31 – (-0,77) = 1,08 V mlavd@BCEC

Corrosie Roesten van ijzer in vochtige omgeving onder invloed van zuurstof O2 (g) + 2 H2O (l) + 4e- → 4 OH- (aq) Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e-

Corrosie tegengaan Fosfateren en lakken Verzinken en vertinnen 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.

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 Fe2+ kan ontstaan

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

Elektrolyse van zinkbromide 2 Br- → Br2 + 2 e- Zn2+ + 2e- → Zn

Water als reductor bij elektrolyse Bv. zinknitraat oplossing 2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e- x 1 Zn2+ + 2e- → Zn x 2 _______________________________ 2 H2O + 2 Zn2+ → O2 + 2 Zn + 4 H+

Water als oxidator bij elektrolyse Bv. natriumbromide oplossing 2 Br- → Br2 + 2 e- x 1 2 H2O + 2e- → H2 + 2 OH- x 1 _______________________________ 2 H2O + 2 Br- → Br2 + H2 + 2 OH-

Elektrolyse van water Bv. natriumnitraat oplossing 2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e- x 1 2 H2O + 2e- → H2 + 2 OH- x 2 _______________________________ 6 H2O → 2 H2 + O2 + 4 H+ + 4 OH- 2 H2O → 2 H2 + O2

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