11 Redoxreacties.

Presentatie over: "11 Redoxreacties."— 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) + 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

4 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!

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

7 11.3 Redoxkoppels Onedele metalen zijn sterke reductoren
Een redox- koppel is een bij elkaar horend oxidator- reductorpaar: Li+(zwak) / Li (sterk) of F2 (STERK) /F- (zwak)

8 Standaardelektrodepotentiaal
V0 zegt iets over de oxidatorsterkte: Hoe hoger V0, hoe sterker de oxidator Een redoxreactie is aflopend: ∆V0 ≥ 0,3 V (∆V0 = V0(ox) – V0 (red)) Er is sprake van een evenwichtsreactie: -0,3 V‹ ∆V0 ‹ 0,3 V Er treedt geen reactie op als: ∆V0 ≤ -0,3 V

9 Opstellen van REDOX vergelijkingen
Schrijf de formules van alle deeltjes op. (Vergeet H2O niet!) Ga met Binas 48 na of het een oxidator of reductor is. Kies uit het rijtje de sterkste oxidator en de sterkste reductor. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. (∆V0 ≤ -0,3 V; dan geen reactie) Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. VEREENVOUDIGEN!

10 Let op! 1. H+ hoort vaak bij een oxidator (of staat op zichzelf)
2. Zowel OX als RED: H2O2 H2O Fe2+ en Sn2+ 3. SO42- is alleen een OX als je geconcentreerd zwavelzuur hebt (-0.09) 4. NO3- is alleen OX in combinatie met H+. De combinatie NO3- + H+ komt twee keer voor: verdund salpeterzuur: ontstaat NO (bovenste: +0.96) geconcentreerd salpeterzuur: NO2 (onderste: +0.80) Dus: SO42- en NO3- zonder H+ niet opnemen in de tabel!

11 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

12 Inleiding in de RedOx chemie
Redoxvergelijkingen opstellen 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. Ni2+ (-0,26) staat links boven Cr (-0.74); ∆V0 ≥ 0,3 V ; aflopend 5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! ox: Ni2+ + 2e-  Ni red: Cr  Cr3+ + 3e- 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. x 3 x 2 ox: Ni2+ + 2e-  Ni red: Cr  Cr3+ + 3e- 3 Ni2+(aq) + 2 Cr(s)  3 Ni(s) + 2 Cr3+(aq)

13 REDOX en TABEL 48 Voorbeeld:
waterstofperoxide (H2O2) en een aangezuurde oplossing van kaliumjodide.

14 Inventarisatie van het mengsel
H2O2 H+ K+ I- H2O Tip: 1. H+ hoort vaak bij een oxidator (of staat op zichzelf) Tip: 2. H2O2- H2O- Cu2+- Fe2+ zijn zowel OX als RED OXIDATOR: H2O2 + H+; H2O2; K+; H2O REDUCTOR: H2O2; I-; H2O

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. 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-

17 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)

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 H2O 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 5. Ladingen kloppend met e- 6. Neutraal of basisch? 7. Vereenvoudigen.
1. Noteer de deeltjes 2. Elementen 3. O atomen met H2O 4. H atomen met H+ 5. Ladingen kloppend met e- 6. Neutraal of basisch? 7. Vereenvoudigen. S2-  SO42- S klopt S2- + 4H2O SO42- S2- + 4H2O SO H+ S2- + 4H2O SO H+ + 8e- S2- + 4H2O + 8OH-SO H2O + 8e- S2- + 8OH-SO H2O + 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 Elektrochemische Cel Hoe stromen de elektronen? Spontane reactie:
2Ag+ + Cu <-> 2Ag + Cu2+ 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 Redox reactie omkeerbaar Niet oplaadbare batterij
Redox reactie niet omkeerbaar Energiedichtheid Verhouding geleverde energie : massa batterij Eenheid: kWh ( J)/ kg

29 Brandstofcel RED: OX: Totaalvergelijking: 2H2 + O2  2 H2O
Verbranding van waterstof (naam: brandstofcel)

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 H2O (+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 O2 (Cu) Kamertemperatuur: * Onedel: niet met water wel met O2 (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)