Download pdf - Curie Hoofdstuk 11 HAVO 5 - medischebeeldvorming.nlmedischebeeldvorming.nl/scheikunde/klassen/Bestanden_5_havo/Hfst 11... · Hoofdstuk 11 Redoxreacties Metalen en metaal-ionen Metalen

CurieHoofdstuk 11 Redoxreacties

BNG

RedoxreactiesRedoxreacties

Curie Hoofdstuk 11HAVO 5

Curie BNG

Hoofdstuk 11 Redoxreacties

§11 1 Wat zijn redoxreacties?§11.1 Wat zijn redoxreacties?

§11 2 Voorspellen van redoxreacties§11.2 Voorspellen van redoxreacties

§11 3 Elektrische stroom uit reacties§11.3 Elektrische stroom uit reacties

§11 4 Corrosie§11.4 Corrosie

§11 5 Elektrolyse§11.5 Elektrolyse

§11 6 Metaalwinning§11.6 Metaalwinning

Curie BNGHoofdstuk 11 Redoxreacties

§11.1 Wat zijn§11.1 Wat zijn redoxreacties?


Wat zijn Redoxreacties?

Red-Ox → komt van Reductor – Oxidator

Reductor → reduceert = staat elektronen af

Oxidator → oxideert = neemt elektronen op

Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen van de reductor naar de oxidator.



Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen van de reductor naar de oxidatorovergedragen van de reductor naar de oxidator.

e-

Reductor + oxidator → ………



Een redoxreactie is opgebouwd uit twee halfreacties, namelijk:

• de reactie die elektronen afstaat

• de reactie die elektronen opneemt

Welke halfreacties gaan er bijvoorbeeld schuil achter de g jverbranding van Magnesium tot magnesiumoxide?


Metalen en niet-metalenWelke halfreacties gaan er bijvoorbeeld schuil achter de verbranding van Magnesium tot magnesiumoxide?g g g

2 Mg + O2 → 2 MgO

In MgO heeft zuurstof lading 2- (O2-) en magnesium 2+ (Mg2+).

Blijkbaar heeft Mg twee elektronen afgestaan, terwijl zuurstof er twee heeft opgenomener twee heeft opgenomen


Metalen en niet-metalenWelke halfreacties gaan er bijvoorbeeld schuil achter de verbranding van Magnesium tot magnesiumoxide?g g g

2 Mg + O2 → 2 MgO

Mg → Mg2+ + 2 e- (vorming van magnesiumionen)

O2 + 4 e- → 2 O2- (vorming van oxide ionen)

De Mg-atoom is de reductor (staat af) en O-atoom is de id toxidator (neemt op)


Metalen en niet-metalen

2x Mg → Mg2+ + 2 e-

O + 4 e- 2 O2-O2 + 4 e- → 2 O2-

2 Mg + O2 + 4 e- → 2 Mg2+ + 2 O2- + 4 e-

+

2 Mg O2 4 e 2 Mg 2 O 4 e

2 Mg + O2 → 2 Mg2+ + 2 O2-

4 e-

2 Mg + O2 → 2 MgO


Halogenen en halogenide-ionen

Doe oplossingen van KBr en Cl2 bij elkaar. De oplossing wordt bruin er wordt Br2 gevormdwordt bruin, er wordt Br2 gevormd.Dat kan alleen als de Br- elektronen afstaat, zodat Br2gevormd kan worden.g

2 Br- → Br2 + 2 e- (bromide is reductor)

Maar welke stof neemt de elektronen op?

Cl2 + 2 e- → 2 Cl- (chloor is oxidator)


Halogenen en halogenide-ionen2 Br- → Br2 + 2 e-

Cl2 + 2 e- → 2 Cl-2

2 Br- + Cl2 → Br2 + 2 Cl-

2 e-

Voor de reactie Reactievergelijking Na de reactie

Cl2(aq) Br2(aq)2 Br- + Cl2 → Br2 + 2 Cl-2( q)K+(aq), Br-(aq)H2O(l)

2( q)K+(aq), Cl-(aq)H2O(l)

2 2

K+ i d i t t d tiK+ ionen doen niet mee met de reactie en zijn dus tribune-ionen



Cl2 reageert wel met Br-, maar omgekeerd Br2 reageert niet met Cl- Maar Br2 reageert weer wel met I-met Cl . Maar Br2 reageert weer wel met I .

Cl2 > Br2 > I2 Hier betekent ‘>’ dus ‘reageert beter dan’ of ‘ t b t l kt ’2 2 2 ‘neemt beter elektronen op’

Chloor, Cl2 is de sterkere reductor



Maar voor het afstaan van elektronen geldt precies het omgekeerde:omgekeerde:

I- > Br- > Cl- Hier betekent ‘>’ dus ‘staat makkelijker I > Br > Clelektronen af’

Jodide, I- is de sterkere oxidator



F2 F-2

Cl2 Cl-Toenemende Toenemende

Br2 Br-

Toenemendeoxidatorsterkte

Toenemendereductorsterkte

I2 I-

Waarom????



Waarom verschillen in oxidator/reductor sterkte?

Bij I- zit de buitenste valentie elektron veel verder van de kern van het atoom dan bij F-, daardoor veel losser enkern van het atoom dan bij F , daardoor veel losser en makkelijker te verwijderen.

I- staat makkelijker af, dus sterkere reductor.

F bestaat uit veel kleinere F atomen en dus valentieF2 bestaat uit veel kleinere F-atomen en dus valentie elektronen zullen dichter bij de kern komen te zitten en dus steviger aangetrokken worden, dus sterkere oxidator.dus ste ge aa get o e o de , dus ste e e o dato


Metalen en metaal-ionen

Zet een metalen spijker in een koper(II)sulfaat oplossing. Wat gebeurt er?Wat gebeurt er?

Er ontstaat een rode aanslag d ijk dit i kop de spijker, dit is koper.


Metalen en metaal-ionenEr ontstaat een rode aanslag op de spijker, dit is koper.

Blijkbaar is de Cu2+ in de koper(II)sulfaat omgezet in koper.

C 2+ 2 CCu2+ + 2 e- → Cu

Hiervoor zijn elektronen nodig en die kunnen alleen van hetHiervoor zijn elektronen nodig en die kunnen alleen van het ijzer zijn gekomen.

Fe → Fe2+ + 2 e-



Cu2+ + 2 e- → CuFe Fe2+ + 2 e-Fe → Fe2+ + 2 e-

Fe + Cu2+ → Cu + Fe2+

2 e-


Fe(s) Cu(s)( )Cu2+(aq), SO4

2-(aq)H2O(l)

( )Fe2+(aq), SO4

2-(aq)H2O(l)

SO 2 i d i t t d ti ij d t ib i

Fe + Cu2+ → Cu + Fe2+

SO42- ionen doen niet mee met de reactie en zijn dus tribune-ionen



Breng koperkrullen in een zilvernitraatoplossing. Wat gebeurt er?Wat gebeurt er?

Er ontstaat een grijze aanslag g j gop de spijker, dit is zilver.


Metalen en metaal-ionenEr ontstaat een grijze aanslag op de spijker, dit is zilver.

Blijkbaar is de Ag+ in de zilvernitraat omgezet in zilver.

A + AAg+ + e- → Ag

Hiervoor zijn elektronen nodig en die kunnen alleen van hetHiervoor zijn elektronen nodig en die kunnen alleen van het koper zijn gekomen.

Cu → Cu2+ + 2 e-



2x Ag+ + e- → AgCu Cu2+ + 2 e-Cu → Cu2+ + 2 e-

Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Agg g2 e-


Cu(s) Ag(s)( )Ag+(aq), NO3

-(aq)H2O(l)

g( )Cu2+(aq), NO3

-(aq)H2O(l)

NO i d i t t d ti ij d t ib i

Cu + 2 Ag+ → 2 Ag + Cu2+

NO3- ionen doen niet mee met de reactie en zijn dus tribune-ionen


Metalen en metaal-ionenMetalen kunnen elektronen afstaan, hierdoor ontstaan positieve metaalionen. Metalen zijn dus reductoren. De p jmetaalionen kunnen weer elektronen opnemen, het zijn dus oxidatoren.

Ook bij metalen is sprake van reductor en oxidator sterkte.

Een edelmetaal staat moeilijk elektronen af (zwakke reductor) en zal dus niet snel geoxideerd wordenreductor) en zal dus niet snel geoxideerd worden.

IJzer roest snel, goud duidelijk niet!!!IJzer roest snel, goud duidelijk niet!!! (IJzer is onedel, goud is edel)



Ook bij metalen is sprake van reductor en oxidator sterkte.

Voorbeeld van de Cu-krullen in AgNO3 opl:Zilver is een sterkere oxidator dan koper, het neemt sneller elektronen op, koper is een sterkere reductor en staat dus makkelijker elektronen af.

We zeggen: Zilver is edeler dan koper.

Een onedel metaal staat makkelijker elektronen af.


§11.2 Voorspellen van§11.2 Voorspellen van redoxreacties


Voorspellen van redox reacties

F C 2 C

Twee reacties uit 11.1:

Fe + Cu2+ → Cu + Fe2+

2 e-

(Spijker in CuSO4 oplossing)

Cu2+ neemt 2 elektronen op Cu2+ is oxidator

Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag (Koperkrullen in AgNO oplossing)

Cu neemt 2 elektronen op, Cu is oxidator

Cu + 2 Ag → Cu2 + 2 Ag2 e-

(Koperkrullen in AgNO3 oplossing)

Cu staat 2 elektronen af Cu is reductorCu staat 2 elektronen af, Cu is reductor

Cu/Cu2+ noemen we een REDOXKOPPEL



A B A B

Redoxkoppels

Ared + Box → Aox + Bred

.. e-

Ared staat .. elektronen af en vormt Aox

Box neem .. elektronen op en vormt Bred

A /A B /B ij REDOXKOPPELSAred/Aox en Bred/Box zijn REDOXKOPPELS


Voorspellen van redox reactiesBINAS Tabel 48 - Redoxkoppels

OX REDOX RED

St kSterkere oxidator

Indien de oxidator hoger staat dan de reductor dan

l R d iSterkere reductor

volgt een Redox reactie.

reductor



V b ldVoorbeeld:

Koperkrullen Cu in AgNO oplossing (= Ag+ ionen)Koperkrullen, Cu in AgNO3 oplossing (= Ag ionen)

Cu → Cu2+ + 2 e-

2 Ag+ + 2 e- → 2 Ag g gCu + 2 Ag+ → Cu2+ + Ag

Ox hoger dan Red → reactie



Nu omgekeerd:

Zil erkr llen Ag in C (NO ) oplossing (= C 2+ ionen)Zilverkrullen, Ag in Cu(NO3)2 oplossing (= Cu2+ ionen)

Ox lager dan Red → GEEN reactieg



Nog één: IJzer in zuur (Fe in H+)

Ox hoger dan Red → reactie

2 H+ + 2 e- → H2 (g)Fe → Fe2+ + 2 e-

Fe + 2 H+ → Fe2+ + H2Fe + 2 H → Fe + H2


Redoxreacties opstellen

Als je de halfreacties hebt dan stel je de totaalvergelijking als volgt op:

1. Maak de aantallen opgenomen en afgestane elektronen aan elkaar gelijk door de coëfficiënten te

als volgt op:

elektronen aan elkaar gelijk, door de coëfficiënten te vermenigvuldigen.

2. Streep de elektronen weg.p g3. Tel de reacties op.4. Streep eventueel dezelfde deeltjes voor en na de

i ijlreactiepijl weg.


Redoxreacties opstellenReactie van ijzer (Fe) met chloor (Cl2):

F F 3 3Fe → Fe3+ + 3 e-

Cl2 + 2 e- → 2 Cl-(x 2)(x 3)

Stap 1

2 Fe → 2 Fe3+ + 6 e-St 2

3 Cl2 + 6 e- → 6 Cl- +2 Fe + 3 Cl 2 Fe3+ + 6 Cl-

Stap 2

Stap 3

2 Fe + 3 Cl2 → 2 Fe3+ + 6 Cl-

2 Fe + 3 Cl 2 FeCl (s)2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3 (s)


Andere oxidatoren en reductoren

H2O2 oxidator → bleekmiddel, bleken van haar.

Koolstof en koolstofmono-oxide CO, reductoren → ijzer maken in Hoogovens→ ijzer maken in Hoogovens

Samengestelde ionen kunnen soms als oxidator of als greductor reageren → zie tabel Binas 48


Tabel 48 Binas

Voor de Redox reacties in tabel 48 geldt:

• De reacties vinden plaats in oplossingen (enkele uitzonderingen).

• De concentratie van de reagerende deeltjes is steeds 1 00 l/L1,00 mol/L.

• Temperatuur 298 K en druk p0 (= atmosferische druk)Temperatuur 298 K en druk p (= atmosferische druk)


§11.3 Elektrische stroom§11.3 Elektrische stroom uit reacties


Een elektrochemische cel

Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2

Deze reactie is opgebouwd uit twee halfreacties:

Zn → Zn2+ + 2 e-

2 H+ + 2 e- → H2 H + 2 e → H2

Zink atomen staan dus elektronen af aan H+ ionenZink atomen staan dus elektronen af aan H ionen.



Het afstaan van elektronen gebeurt ook in een elektrochemische cel, alleen vindt daar de overdracht plaats via een stroomdraad.

Verplaatsing van elektronen door de draad is een elektrische stroom:

Een elektrochemische cel of elektrische cel zet chemische energie om in elektrische energie.


Een elektrochemische celA

Een zinkstaaf en een koolstaaf in een H2SO4oplossing:p g

Zn staat elektronen af en Zn2+ gaat in de oplossing:

Zn Zn2+ + 2 e-CZn

Zn → Zn2+ + 2 e-

De elektronen gaan via de stroomdraad, door de ampèremeter naar de koolstaaf

e-

H+ ionen gaan naar de koolstaaf en nemen de elektronen op en ormen H Het ormt

de ampèremeter naar de koolstaaf.e-

H+

Zn2+H2

de elektronen op en vormen H2. Het vormt gasbelletjes:

2 H+ + 2 e-→ H2


Een elektrochemische celA

De ampèremeter zal uitslaan want er loopt een stroomloopt een stroom.

De elektronen stromen van de Zn naar de CZn C staaf, de Zn-staaf is negatief t.o.v. de C-

staaf.

e- e- Daarom zeggen we dat de C-staaf de + pool (plus-pool of positieve elektrode) en de Zn-staaf de – pool (min-pool of+-

H+

Zn2+H2

de Zn staaf de pool (min pool of negatieve elektrode).

+



Een elektrochemische cel bestaat uit twee elektroden (of polen) in een oplossing met vrije ionen. Een stof waarvan de oplossing in water vrije ionen bevat, heet een elektrolytheet een elektrolyt.

D l kt i d t d d d tiDe elektronen gaan via de stroomdraad van de negatieve elektrode (- pool) naar de positieve elektrode (+ pool).



Daar waar de reductor reageert, wordt de elektrode negatief: de min-pool.

Als de min pool een onedel metaal is kan dit metaal zelf deAls de min-pool een onedel metaal is kan dit metaal zelf de reductor zijn; de pool wordt dan aangetast.

Daar waar de oxidator reageert, wordt de elektrode positief: de plus-pool.

Mr PO = Min-pool Reductor Plus-pool OxidatorMr PO = Min pool Reductor Plus pool Oxidator



De H+ ionen kunnen ook direct met Zn-staaf reageren:

• Rechtstreeks met de Zn staaf, er ontstaat Zn2+ en H2

• Via de koolstaaf en de geleidende verbinding (draden, ampèremeter) naar de zinkstaaf.ampèremeter) naar de zinkstaaf.

Om dit soort reacties te voorkomen plaatst men vaak eenOm dit soort reacties te voorkomen plaatst men vaak een poreuze wand of membraan tussen de elektroden.


Een elektrochemische celOm dit soort reacties te voorkomen plaatst men vaak een poreuze wand of membraan tussen de elektroden.p

AD d d

CZn

De poreuze wand mag de reagerende deeltjes uit de redoxreactie niet doorlaten maarredoxreactie niet doorlaten, maar moet wel de stroom geleiden.

Poreuze wandPoreuze wand


Een elektrochemische celOok kun je i.p.v. een poreuze wand een zogenaamde zoutbrug gebruiken.g g

Animatie van elektrochemische cel


De batterijEen batterij noemen ze een droge cel. De buitenkant van de batterij (zink) is de negatieve pool en j ( ) g pde koolstofstaaf de positieve pool.

De eigenlijke oxidatie halfreactie isDe eigenlijke oxidatie halfreactie is gebaseerd op de reactie tussen MnO2(bruinsteen) en water. ( )Als elektrolyt is een pasta van NH4Cl aanwezig.

Voor de halfreactie met de reductor geldt: Zn (s) → Zn2+ + 2 e-( )

Voor de halfreactie met de oxidator geldt: 2 MnO2 (s) + H2O (l) + 2 e- → Mn2O3 (s) + 2 OH-


De loodaccu

Een loodaccu bestaat uit meerdere cellen in serie geschakeldserie geschakeld. Per cel zijn er twee loodplaten waarvan er één bedekt is met PbO2. De loodplaat werkt 2als reductor en zorgt voor de vorming van de negatieve pool. Het PbO2 werkt als oxidator

t d i d itien zorgt voor de vorming van de positieve pool. De accu is gevuld met een zwavelzuur-oplossing die dienst doet als elektrolytoplossing die dienst doet als elektrolyt.


De loodaccuVoor de halfreactie met de reductor geldt: Pb (s) + SO4

2- (aq) → PbSO4 (s) + 2 e-

Voor de halfreactie met de oxidator geldt: PbO2 (s) + SO4

2- (aq) + 4 H+ (aq) + 2 e- → PbSO4 (s) + 2 H2O (l)PbO2 (s) SO4 (aq) 4 H (aq) 2 e PbSO4 (s) 2 H2O (l)

Na verloop van tijd zal de accu zijn uitgeput. De loodplaten zijn dan geheel bedekt met lood(II)sulfaatdan geheel bedekt met lood(II)sulfaat. Het is mogelijk om een loodaccu weer op te laden, dit kan door middel van elektrolyse. Als beide polen van een accu wordenmiddel van elektrolyse. Als beide polen van een accu worden verbonden met de overeenkomstige polen van een externe spanningsbron (dynamo) dan zullen beide halfreacties in omgekeerde richting gaan verlopen. De accu wordt op die manier weer opgeladen.


§11 4 C i§11.4 Corrosie


Corrosie

Bescherming tegen corrosie door afdekken:

• Verf (bruggen, auto’s, fietsen)• Olie (fietsketting)

T d t l T t l ( d k t t )• Teerproducten, zoals Tectyl (onderkant auto)• Glas (emaille)• Laagje andere metalen verchromen (laagje chroom)Laagje andere metalen, verchromen (laagje chroom)

en galvaniseren (laagje zink).Blik is ijzer met laagje Tin.

De oxidelaag van deze metalen is ondoordringbaar en beschermt het onderliggende metaal.gg


Corrosie

Bescherming met opofferingsmetaal:

• Metalen blokken die op ijzeren constructies worden gemonteerd, bv boten en booreilanden.D t l di h t ij d l t t• De metalen die op het ijzer worden geplaatst, vormen samen met het ijzer een electrochemische cel. Het zeewater is het elektrolytzeewater is het elektrolyt.

• Het opofferingsmetaal moet regelmatig vervangen/ververst worden.


Corrosie

Bescherming door legeringen:

• Door een legering (of alliage) te maken wordt het corrosiebestendiger.


§11 5 El kt l§11.5 Elektrolyse


Elektrolyse

Bij elektrolyse wordt elektrische energie gebruikt om chemische reacties die niet spontaan optreden (OX < RED) toch te laten verlopen.

• Aan de + pool reageert de sterkste reductor• Aan de + pool reageert de sterkste reductor.Bijv: negatief ion Br-, OH-, water of het metaal van de elektrode.

• Aan de – pool reageert de sterkste oxidator.Bijv: positief ion Cu2+, H+ of water.

• Een elektrode van koolstof of edelmataal noemen we een onaantastbare elektrode (reageert niet mee).


Elektrolyse

Zoutoplossing voorZoutoplossing voor geleiding, elektrolyt


Elektrolyse van CuCl2 oplossing

Aan de negatieve kathode (aanvoer e-) reageert Cu2+ als oxidator:g

Cu2+ + 2 e- Cu

Aan de positieve anode (afvoer e-) reageert chloride als reductor:reageert chloride als reductor:

2 Cl- Cl2 (g) + 2 e-2 (g)


Elektrolyse – toestel van Hofmann

Aan de negatieve kathode (aanvoer e-) t t l id treageert water als oxidator:

2 H O + 2 e- H (g)+ 2 OH-2 H2O + 2 e H2 (g)+ 2 OH

Aan de positieve anode (afvoer e-) p ( )reageert water als reductor:

2 H O O ( ) 2 H+ 22 H2O O2 (g) + 2 H+ + 2 e-


Elektrolyse

Bij elektrolyse reageert aan de – pool altijd de sterkste oxidator en aan de + pool de sterkste reductor.

Een uitzondering: Chloride in Water.

Water is een sterkere reductor dan chloride, maar toch reageert chloride tot chloor Cl2reageert chloride tot chloor, Cl2.

OElektrolyse = gedwongen redox daar ga je van mopperen M.O.P.R.

En dan is dus de Min-pool de plek waar de Oxidator reageert en bij de Plus-pool reageert de Reductor


Elektrolyse CuSO4 oplossing met koolstofelektroden:

+- Aanwezige oxidatoren: Cu2+, H2O

CC

Sterkste OX: Cu2+

CC Reactie: Cu2+ + 2 e- Cu

Aanwezige reductoren: H OAanwezige reductoren: H2O

Sterkste RED: H2OCu

O2

Cu2+ SO42-

2

2 H2O O2 (g) + 2 H+ + 2 e


Elektrolyse CuSO4 oplossing met koperelektroden:

+- Aanwezige oxidatoren: Cu2+, H2O

CC

Sterkste OX: Cu2+

CuCu Reactie: Cu2+ + 2 e- Cu

Aanwezige reductoren: Cu H OAanwezige reductoren: Cu, H2O

Sterkste RED: CuCu

Cu2+ SO42- Reactie: Cu Cu2+ + 2 e-


Verchromen, verzilveren

Door een elektrolyse uit te voeren waarbij een chroom of zilver laagje ontstaat op de negatieve elektrode kun je verchromen of verzilveren.

Dit k G l iDit proces noemen ze ook Galvaniseren.


§11 6 M t l i i§11.6 Metaalwinning


MetaalwinningDe belangrijkste chemische reactievergelijkingen:

C + O2 → CO (Energie opleverende verbranding van koolstof)

CO + C 2 CO (Vorming van het gasvormige reductiemiddelCO2 + C 2 CO (Vorming van het gasvormige reductiemiddel koolmonoxide)

Fe2O3 + 3 CO → 3 CO2 + 2 Fe (Reductie van ijzeroxide tot ijzer)


Metaalwinning