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

Presentatie over: "REDOX Wat is redox ? Redox-chemie zijn processen waarbij overdracht van elektronen plaats vindt ! Voorbeelden: Accu’s, batterijen, brandstofcellen, etc."— 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 FeCl3-oplossing mengen in bekerglas  I2 neerslag !? KI-oplossing en FeCl3-oplossing in 2 bekerglazen, verbinden via electroden  lampje gaat branden  stroom !?

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

4 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 Fe 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.

5 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)

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

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

8 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

9 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 V en sterkste reductor (laagste V0) NB: let ook op H2O

10 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

11 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

12 REDOX Oefenen met reacties:

13 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  Fe e- Fe + 2H+  Fe2+ + H2(g)

14 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

15 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  Cu e (0,34 V) Cu + H2O2  Cu OH- (ΔV= 0,6 V) Cu OH-  Cu(OH)2 (zie hfst 2)

16 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: Fe  Fe3+ + e (0,77 V) 2* 2 Fe2+ + Cl2  2 Fe Cl- (ΔV= 0,59 V)

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 heel erg langzaam in zuurstofarm zuiver water Een stuk metaal roest in zuurstofrijk kraanwater 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 OX RED H2O –0,83V Fe (-0,44V) H2O ΔV = -0,39 V  < 0,3  geen reactie

19 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) ,82V Fe  Fe e (*2) ,44V O2 + 2 H2O + 2Fe  2 Fe OH- Fe OH-  Fe(OH)2

20 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 Fe H2O (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 = KMnO4 = K+ + MnO bruinsteen = MnO2 aangezuurd kaliumpermanganaat = K+ + MnO4- + H+

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

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

25 Redox: invloed van omgeving
Stap 3 t/m 6: aangezuurd 2* Ox : MnO4- + 8H+ + 5 e-  Mn H2O Red: Fe  Fe2+ + 2e- 5* 2 MnO H+ + 5 Fe  5 Fe Mn H2O

26 Leuk Redox filmpje Thermiet: 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 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.

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

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

31 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 H2O  SnO H+ dus zijn er ook 4 H+ nodig Sn H2O  SnO H+ Stap 4: voor pijl 0 en na 4+ dus 4+ teveel dus 4 e- nodig Sn H2O  SnO H e-

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