hoofdstuk20 - ScheikundeAmadeusLyceum

Hoofdstuk 20 Redox in de praktijk
■■
20 Redox in de praktijk
■■
20.1 Redoxreacties
1
Dit is een herhaling van de stof van hoofdstuk 13.
Als je dit niet meer weet, moet je daar op
herhaling.
a MnO4b S2O32c H2C2O4
2
Zie de aanwijzing bij opdracht 1 en kijk ook in tabel
48 van Binas.
a oxidator
b reductor
c reductor
3
Inventariseer eerst welke deeltjes aanwezig zijn.
a Inventarisatie:
Ca(s) en H2O(l).
Ca is reductor en H2O is oxidator. Volgens tabel
48 zijn beide sterk genoeg om met elkaar te
reageren.
b Inventarisatie:
I2,en H2O
Br2 en H2O
I2 en Br2 zijn oxidator. Er kan dus geen reactie
optreden. Beide zijn opgelost in water en reageren
blijkbaar ook niet met water.
c Inventarisatie:
Pb(s)
Fe3+(aq) en Cl-(aq) (eigenlijk ook H2O).
Pb is reductor; als een reactie optreedt, moet in de
ijzer(III)chloride-oplossing een oxidator aanwezig
zijn die sterk genoeg is. Fe3+(aq) is zo´n oxidator.
d Inventarisatie:
Ag(s)
H+ en ClAg is een reductor. In zoutzuur moet een oxidator
aanwezig zijn die sterk genoeg is om met Ag te
reageren. H+ is oxidator, maar deze is volgens
tabel 48 niet sterk genoeg.
4
Gebruik je kennis, die je in hoofdstuk 13 hebt
opgedaan. Zie ook tabel 48 van Binas.
a NO3- + 2H+ + e-  NO2(g) + H2O(l)
b Let op voetnoot 5 in tabel 48 van Binas.
Sulfaat is in dit geval dus geen oxidator.
2H+ + 2e-  H2(g)
c MnO4- + 2 H2O + 3 e-  MnO2 (s) + 4 OH– (aq)
d H2C2O4  2H+ + 2 CO2(g) + 2e-
5 a Ca(s)
2 H2O(l) + 2 e-
 Ca2+ + 2 e H2(g) + 2 OH-
Ca(s) + 2 H2O(l)  Ca2+(aq) + H2(g) + 2 OH-(aq)
b –
c Pb(s)
Fe3+ + e-
 Pb2+ + 2e Fe2+
x1
x2
Pb(s) + 2 Fe3+(aq)  Pb2+(aq) + 2 Fe2+(aq)
Er kan ook nog een neerslagreactie optreden:
Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq)  PbCl2(s)
d 6 a oxidator:
oxidator:
reductor:
H2O2 + 2 H+ + 2 e-  2 H2O(l)
H2O2 + 2 e-  2 OHH2O2  O2(g) + 2 H+ + 2 e-
b Maak weer een inventarisatie en kijk welke van de
drie halfreacties je moet gebruiken.
Inventarisatie:
H2O2
H+, K+ en II- is reductor; H2O2 (reductor of oxidator) en H+ is
oxidator. H2O2 is hiervan de sterkste. Volgens
Binas is H2O2 (in zuur milieu) sterk genoeg om
met I- te reageren. Aangezien H+ aanwezig is,
moet je de volgende halfreacties nemen.
H2O2 + 2 H+ + 2 e 2 H2O(l)
2 I I2 + 2 e H2O2(aq) + 2 H+(aq) + 2 I-(aq)  I2(aq) + 2 H2O(l)
c Gebruik tabel 48 van Binas en maak een
inventarisatie.
Inventarisatie:
H2O2
H+, K+ en MnO4MnO4- is oxidator, H2O2 kan oxidator en reductor
zijn. Volgens Binas is MnO4- sterk genoeg om met
de reductor H2O2 te reageren.
MnO4- + 8 H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O
x2
H2O2
 O2(g) + 2 H+ + 2 e- x 5
2MnO4- + 16 H+ + 5 H2O2 
5 O2(g) + 10 H+ + 2 Mn2+ + 8 H2O
Je moet nog voor H+ vereenvoudigen/corrigeren:
2MnO4-(aq) + 6H+(aq) + 5H2O2(aq) 
5O2(g) + 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)
d Bij deze reactie treedt waterstofperoxide als
reductor en als oxidator op.
oxidator: H2O2 + 2 e-  2 OHreductor: H2O2
 O2(g) + 2 H+ + 2 e2 H2O2
 2 OH- + O2(g) + 2 H+
en
vormen samen water:
2H2O2  2 H2O + O2(g)
H+
OH-
51
Pulsar – Chemie vwo scheikunde 1 deel 3
7
Trek hiervan 2 Cl-  Cl2 (+ 2 e-) af en je krijgt de
andere halfreactie.
2 ClO- + 4 H+  Cl2 + 2 H2O(l)
Als je de lading kloppend maakt met elektronen,
wordt de halfreactie:
2 ClO- + 4 H+ + 2 e-  Cl2 + 2 H2O(l)
Je had natuurlijk van tevoren kunnen voorspellen
dat de elektronen links van de pijl moeten komen
te staan.
Blijkbaar reageert jood ook met het wasmiddel.
Jood is altijd een oxidator. Het wasmiddel bevat
dus een reductor.
8 a Maak weer een inventarisatie en ga na welk
deeltje de oxidator is.
Inventarisatie:
Fe
H+ en Cl- (en ook nog H2O).
Fe is reductor, de toegevoegde oplossing moet
dus een oxidator bevatten. H+ is oxidator. Volgens
tabel 48 van Binas is deze oxidator sterk genoeg
om met Fe te kunnen reageren.
Fe
 Fe2+ + 2e+
2 H + 2e
 H2(g)
■■
20.2 Corrosie
10 Vragen bij de proef
1 Zoek in Binas op welke kleuren fenolftaleïen kan
hebben.
De roze kleur wijst op de aanwezigheid van
OH-(aq). Er is kennelijk een redoxreactie
Fe(s) + 2 H+(aq)  Fe2+(aq) + H2(g)
opgetreden met O2 als oxidator.
Het ontstane Fe2+ is ook nog reductor. De oxidator
2 Lees de tekst van de proef nog eens door.
H+ is niet sterk genoeg om hiermee te reageren.
De blauwe kleur wijst op de aanwezigheid van
Fe2+(aq). Er heeft een redoxreactie
b Zoek in tabel 48 op of Fe en Fe2+ sterk genoeg zijn
plaatsgevonden met zuurstof, waarbij Fe
om met de oxidator NO3- (uit verdund
elektronen heeft afgestaan.
salpeterzuur) te reageren.
3 Aan de buitenkant van de druppel kan zuurstof
binnendringen.
Inventarisatie:
Fe
11 a Zie ook de proef van opdracht 10. Bij het roesten
H+ en NO3van ijzer ontstaat in eerste instantie
Fe is reductor, de toegevoegde oplossing moet
ijzer(II)hydroxide. Met zuurstof reageert dit verder
dus een oxidator bevatten. NO3- is oxidator.
tot ijzer(III)hydroxide.
Volgens tabel 48 van Binas is deze oxidator sterk
Fe(s)
 Fe2+ + 2 ex2
genoeg om met Fe te kunnen reageren.
O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e-  4 OHx1
Het ontstane Fe2+ is als reductor sterk genoeg om
ook nog te reageren met een overmaat verdund
2 Fe(s)
 2 Fe2+ + 4 esalpeterzuur. Er ontstaat dus Fe3+.
O2(g)+ 2 H2O(l) + 4 e  4 OHStel meteen de halfreactie op waarbij Fe3+ ontstaat
uit Fe(s).
2 Fe(s) + O2(g) + 2 H2O(l)  2 Fe2+(aq) + 4 OH-(aq)
NO3- + 4 H+ + 3 eFe(s)
 NO(g) + 2 H2O(l)
 Fe3+ + 3 e-
Er ontstaat nu een neerslag van ijzer(II)hydroxide.
Fe2+(aq) + 2 OH-(aq)  Fe(OH)2(s)
Dit reageert verder tot Fe(OH)3.
NO3-(aq) + 4 H+(aq) + Fe(s) 
NO(g) + 2 H2O(l) + Fe3+(aq)
Fe(OH)2(s) + OHO2(g)+ 2 H2O(l) + 4e-
9 a Een redoxreactie vindt altijd plaats tussen een
reductor en een oxidator. Zoek eerst een deeltje
op dat je herkent, dan moet het andere deeltje wel
..... zijn.
Cl- is reductor (wordt Cl2); dus moet ClO- wel de
oxidator zijn.
52
x4
x1
4 Fe(OH)2(s)+ O2(g)+ 2 H2O(l)  4 Fe(OH)3(s)
b In Fe2O3·3H2O komen voor 2 Fe, 6 O en 6 H. Je
zou dat kunnen schrijven als 2 Fe(OH)3.
12
b Schrijf uitgaande van de gegeven
reactievergelijking eerst de redoxkoppels op en
maak het kloppend met elektronen.
2 Cl-  Cl2 ; kloppend met elektronen wordt het
2 Cl-  Cl2 + 2 eClO-  Cl2 als je deze halfreactie optelt bij de
vorige, ontstaat 2 Cl2. In de gegeven reactie staat
slechts 1 Cl2. Door de gegeven reactievergelijking
met 2 te vermenigvuldigen, kun je de halfreactie
van ClO- afleiden.
2 ClO-(aq) + 2 Cl-(aq) + 4 H+(aq) 
2 Cl2(aq) + 2 H2O(l)
 Fe(OH)3(s) + e 4 OH-
Wat weet je van de hechting van ijzeroxide en
zinkoxide aan respectievelijk ijzer en zink?
IJzeroxide hecht zich niet aan het metaal ijzer. Dat
betekent dat het gemakkelijk verwijderd kan
worden, bijvoorbeeld door regen of aanraking. Er
kan dan weer ijzer in aanraking komen met
zuurstof uit de lucht. Het roesten gaat dus door.
Andere oxiden zoals zinkoxide hechten zich goed
aan het metaal en vormen zo een beschermend
laagje. De reactie stopt dan.
13
Je kunt een metaal tegen corrosie beschermen
door het metaal af te schermen van zuurstof en
water door er een beschermend laagje overheen
Hoofdstuk 20 Redox in de praktijk
te doen of door het metaal geleidend te verbinden
met een onedeler metaal.
14
18 a Vergelijk dit eens met de bescherming van ijzer
met koper.
Kijk nog eens na welke factoren de reactiesnelheid
beïnvloeden en hoe deze zijn te verklaren met het
botsende-deeltjesmodel.
Tin is volgens tabel 48 een zwakkere reductor dan
ijzer (tin is dus edeler). Dat betekent dat ijzer
eerder reageert dan tin.
Het beschermende laagje tin heeft eerst
gereageerd. Dat betekent dat in de oplossing Sn2+
ionen aanwezig zijn. Fe zal nu zowel met O2 als
met Sn2+ reageren. IJzer roest daardoor sneller
dan wanneer geen beschermlaagje van tin
aanwezig was geweest.
a De verdelingsgraad, temperatuur en de
concentratie van de beginstoffen beïnvloeden de
reactiesnelheid van het roesten.
b Als de verdelingsgraad toeneemt (poeder in plaats
van een staafje), neemt het oppervlak toe en
neemt de kans op een (effectieve) botsing toe en
dus de reactiesnelheid.
Als de temperatuur toeneemt, neemt door de
grotere snelheid van de deeltjes het aantal
(effectieve) botsingen en de kracht van de
botsingen toe. De reactiesnelheid neemt dus toe.
Als de concentratie groter wordt, neemt de kans
op een (effectieve) botsing toe en dus neemt de
reactiesnelheid toe.
15
In blik is vaak groente of fruit aanwezig. Dat
kunnen ook zure soorten groenten of fruit zijn. Tin
wordt niet (nauwelijks) aangetast door zuren.
Daarom wordt liever dit duurdere tin gebruikt dan
zink.
Bovendien is zo'n blikje volledig afgesloten van de
buitenlucht, waardoor beschadiging niet zo vaak
voorkomt.
–
16 Vragen bij de proef
1 Bekijk de vragen bij opdracht 10 nog eens.
Spijker: de roze kleur wijst op OH-(aq), de blauwe
kleur op Fe2+(aq). Er treedt een redoxreactie op
tussen de ijzeren spijker en zuurstof. De spijker
roest.
Zink: de roze kleur wijst op OH-(aq), de witte kleur
op Zn2+(aq). Er treedt een redoxreactie op tussen
zink en zuurstof.
Koper: geen kleurverandering. Er treedt geen
reactie op. Koper is een te zwakke reductor om
met zuurstof te reageren.
2 Bedenk welke deeltjes aanwezig zijn en zoek in
Binas de reductorsterktes van deze deeltjes op.
Je ziet een roze en blauwe kleur: ijzer roest (zie
het antwoord bij 1).
Opmerking: De plaatsen waar de kleuren zijn
ontstaan, kun je niet verklaren.
3 Je ziet een roze en witte kleur. Dit wijst op een
reactie tussen zink en zuurstof, waarbij OH-(aq) en
Zn2+(aq) zijn ontstaan.
4 Geef de vergelijkingen van de twee halfreacties
die nu optreden.
Zn(s)
 Zn2+ + 2ex2
O2 + 2 H2O(l) + 4e
 4 OHx1
2 Zn(s) + O2(g)+ 2H2O(l)  2 Zn2+(aq)+ 4 OH-(aq)
5 Waarvoor moet zink zich opofferen?
Je wilt ijzer beschermen. Als je een ijzeren spijker
omwikkelt met zink, reageert niet ijzer maar zink.
Zink 'offert zich' op voor het ijzer.
Koper is een te zwakke reductor om zich ‘op te
offeren’.
6 De elektronen kunnen door de ijzeren spijker naar
die plek vervoerd worden waar ze nodig zijn. Je
hebt met een elektrochemische cel te maken. De
reductor Zn is de negatieve elektrode. Het ijzer is
de positieve elektrode. Daar reageert zuurstof.
17
b Bedenk waarvoor blik wordt gebruikt.
Je kunt dit bijvoorbeeld aantreffen bij pannen. Dat
zijn zogenaamde geëmailleerde pannen. De
beschermlaag heet dus: emaille.
19 a Vergelijk dit eens met de resultaten van opdracht
16.
Stel je voor dat de ijzeren spijker een beetje wordt
aangetast. Dan ontstaan er Fe2+ ionen. Door de
aanwezigheid van zink verlopen dan (op
verschillende plekken) de volgende halfreacties:
Zn(s)
 Zn2+ + 2e2+
Fe + 2e  Fe(s)
Je ziet dat hierdoor het zink versneld wordt
aangetast. Dat betekent dat er eerder gaten in de
zinken dakgoot gaan ontstaan.
b Koper is een zwakkere reductor dan ijzer.
IJzer zal eerder met zuurstof reageren dan koper.
IJzer is dus een opofferingsmetaal, waardoor
koper beschermd wordt.
20
IJzer reageert pas als het opofferingsmetaal
verdwenen is (gereageerd heeft).
Als ondergrondse (ijzeren) leidingen beschermd
worden met een opofferingsmetaal, dan roesten
deze leidingen pas, als het opofferingsmetaal
verdwenen is. Je hoeft dus alleen regelmatig te
controleren of dit opofferingsmetaal nog aanwezig
is. Het is dus handig om dit opofferingsmetaal op
een gemakkelijk bereikbare plaats aan te brengen.
21
Schrijf eerst de reactievergelijking op, bepaal
hieruit de verhouding in mol en reken dan het
gevraagde uit.
Antwoord: 1,1 x 102 kg
stap 1: reactievergelijking:
Zn(s) + Fe2+(aq)  Zn2+(aq) + Fe(s)
stap 2: gegeven: booreiland van 100 m2 ijzer;
25 mg dm-2 ijzer reageert per dag
gevraagd: aantal kg zink dat voor 1 jaar nodig is
stap 3: verhouding in mol: Zn(s) : Fe(s) = 1 : 1
53
Pulsar – Chemie vwo scheikunde 1 deel 3
stap 4: gevraagde hoeveelheid omrekenen in
aantal mol
100 m2 = 100 x 100 = 104 dm2
Er reageert dus 104 x 25 = 2,5 x 105 mg =
2,5 x 102 g Fe(s) per dag. Dat is 365 x 2,5 x 102 =
9,13 x 104 g Fe(s) per jaar.
Met een verhoudingstabel kun je dit omrekenen in
een aantal mol. Hiervoor heb je de molaire massa
van ijzer nodig. Deze is 55,85 g mol-1.
aantal gram ijzer
aantal mol ijzer
Oplossing van kaliumbromide:
+ elektrode: Br-, Pt(s) of C(s), H2O
- elektrode: K+, Pt(s) of C(s), H2O
Oplossing van koperchloride:
+ elektrode: Cl-, Pt(s) of C(s), H2O
- elektrode: Cu2+, Pt(s) of C(s), H2O
Oplossing van natriumcarbonaat:
+ elektrode: CO32-, Cu(s) en H2O
- elektrode: Na+, Cu(s) en H2O
9,13 x 104
…
55,85
1,00
b Oplossing van koperbromide:
+ elektrode: 2 Br-  Br2 + 2 e- elektrode: Cu2+ + 2 e-  Cu(s)
Dit komt overeen met 1,63 x 103 mol Fe(s).
stap 5: aantal mol gevraagde stof
Volgens stap 3 is de verhouding in mol 1 : 1. Er
reageert dus ook 1,63 x 103 mol Zn(s).
stap 6: omrekenen in gevraagde eenheid
Hiervoor heb je de molaire massa van zink nodig.
Deze is 65,38 g mol-1.
aantal mol zink
aantal gram zink
1,00
65,38
Oplossing van zinksulfaat:
Bij de + elektrode is de sterkste reductor H2O.
2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+ + 4 eBij de - elektrode is Zn2+ de sterkste oxidator.
Zn2+ + 2 e-  Zn(s)
1,63 x 103
…
Oplossing van kaliumbromide:
Bij de + elektrode is de sterkste reductor Br-.
2 Br-  Br2 + 2 eBij de - elektrode is H2O de sterkste oxidator.
2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2 OH-
Dat is 1,07 x 105 g = 1,07 x 102 kg zink per jaar.
In het juiste aantal significante cijfers: 1,1 x 102 kg.
■■
22
20.3 Elektrolyse
Waarnemingen
Oplossing van koperbromide:
Aan de negatieve elektrode ontstaat een roodbruin aanslag.
Bij de positieve elektrode wordt de oplossing
geelbruin van kleur.
24
Bij de positieve elektrode reageert de sterkste
reductor. Dat kan het metaal van de elektrode zelf
zijn.
Bij de negatieve elektrode reageert de sterkste
oxidator. Een metaal kan nooit als oxidator
optreden. (Er zouden dan negatieve metaalionen
ontstaan….)
25
Wat moet aanwezig zijn voor stroomgeleiding?
Oplossing van zinksulfaat:
Aan de negatieve elektrode ontstaat een grijze
aanslag.
Aan de positieve elektrode ontstaan belletjes.
Oplossing van kaliumbromide:
Aan de negatieve elektrode ontstaan belletjes.
Bij de positieve elektrode wordt de oplossing
geelbruin van kleur.
Oplossing van koperchloride:
Aan de negatieve elektrode ontstaat een roodbruin aanslag.
Bij de positieve elektrode ontstaan belletjes en er
is een chloorlucht te ruiken.
Oplossing van natriumcarbonaat:
Aan de negatieve elektrode ontstaan belletjes.
Bij de positieve elektrode ontstaat een
blauwgroene vaste stof.
54
23 a Oplossing van koperbromide:
+ elektrode: Br-, Pt(s) of C(s), H2O
- elektrode: Cu2+, Pt(s) of C(s), H2O
Oplossing van zinksulfaat:
+ elektrode: SO42-, Pt(s) of C(s), H2O
- elektrode: Zn2+, Pt(s) of C(s), H2O
Er moet een gesloten stroomkring aanwezig zijn.
Behalve een reductor en een oxidator moet de
stroom ook door de vloeistof kunnen gaan. Dat wil
zeggen dat er vrije ionen aanwezig moeten zijn.
En die zijn er niet in gedestilleerd water, althans
veel te weinig.
26
Let goed op de waarnemingen bij de proef van
opdracht 22.
Oplossing van koperchloride:
+ elektrode: belletjes, chloorgeur:
2 Cl-  Cl2(g) + 2 e- elektrode: roodbruine vaste stof:
Cu2+ + 2 e-  Cu(s)
Oplossing van natriumcarbonaat:
- elektrode: blauwgroene vaste stof:
2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+ + 4 e+ elektrode: belletjes:
Cu(s)  Cu2+ + 2 e-, gevolgd door
Cu2+(aq) + CO32-(aq)  CuCO3(s)
Hoofdstuk 20 Redox in de praktijk
+ elektrode: SO42- en H2O
- elektrode: K+ en H2O
Bij de + elektrode is de sterkste reductor H2O.
2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+ + 4 eBij de - elektrode is H2O de sterkste oxidator.
2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2 OH-
27 a Maak eerst een inventarisatie van de aanwezige
deeltjes.
+ elektrode: I-, H2O, C(s)
- elektrode: Zn2+, H2O, C(s)
+ elektrode: 2 l-  l2 + 2 e- elektrode: Zn2+ + 2 e-  Zn(s)
30 a Bedenk dat het aantal elektronen dat wordt
afgestaan en wordt opgenomen gelijk moet zijn.
b Bij de positieve elektrode reageren negatieve
jodide-ionen. Er ontstaat een tekort aan negatieve
ionen: de oplossing wordt wat positief.
Bij de negatieve elektrode reageren zinkionen. Er
ontstaat een tekort aan positieve ionen: de
oplossing wordt wat negatief.
c In de oplossing zullen de zinkionen aangetrokken
worden door de - elektrode. Daardoor wordt de
negatieve lading in de oplossing bij de - elektrode
opgeheven.
De + elektrode trekt de negatieve jodide-ionen
aan. Daardoor wordt de positieve lading in de
oplossing bij de + elektrode opgeheven.
28
+ elektrode: 2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+ + 4 e- x 1
- elektrode: 2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2 OH- x 2
+ elektrode: 2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+ + 4 e- elektrode: 4 H2O(l) + 4 e-  2 H2(g) + 4 OHDe verhouding in mol tussen O2(g) en H2(g) is dus
1 : 2.
b De verhouding in chemische hoeveelheid (mol) is
bij gassen gelijk aan de verhouding in volume.
Deze is dus ook 1 : 2.
31 a Bij de negatieve elektrode reageert als eerste de
sterkste oxidator.
Maak eerst een inventarisatie van de aanwezige
deeltjes. Vergeet het elektrodemateriaal niet.
Inventarisatie:
Ag+, Cu2+ en H2O
De sterkste oxidator is Ag+ en daarna Cu2+.
Als lang genoeg stroom wordt doorgeleid, ontstaat
eerst Ag(s) en daarna Cu(s).
a + elektrode: NO3-, H2O, Zn(s)
- elektrode: Na+, H2O, Zn(s)
Bij de positieve elektrode moet je de sterkste
reductor opzoeken. Dat is hier Zn.
Zn(s)  Zn2+ + 2 eBij de negatieve elektrode moet je de sterkste
oxidator opzoeken. Dat is hier H2O.
2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2 OH-
b Bij de positieve elektrode gaat het om
reductorsterkte.
Inventarisatie:
Cl-, Br-, I- en H2O
De sterkste reductor is I-, dan Br- en dan Cl(uitzondering).
Eerst zal dus I2, dan Br2 en ten slotte Cl2 ontstaan.
b + elektrode: Br-, H2O, Pt(s)
- elektrode: Mg2+, H2O, Pt(s)
De sterkste reductor is Br-:
2 Br-  Br2 + 2 eDe sterkste oxidator is H2O:
2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2 OHc + elektrode: Cl-, H2O, Ag(s)
- elektrode: Cu2+, H2O, Ag(s)
De sterkste reductor is Ag:
Ag(s)  Ag+ + eDe sterkste oxidator is Cu2+
Cu2+ + 2 e-  Cu(s)
29 a thymolblauw heeft twee omslagtrajecten:
rood 1,2 - 2,8 geel en
geel 8,0 - 9,6 blauw.
b Bij de + elektrode ontstaat een rode kleur en bij de
- elektrode een blauwe.
De rode kleur wijst op een pH kleiner dan 1,2. Hier
ontstaan dus H+ (H3O+)ionen.
De blauwe kleur wijst op een pH groter dan 9,6.
Hier ontstaan dus OH- ionen.
c Inventariseer welke deeltjes aanwezig zijn en zoek
de twee halfreacties op in Binas.
32
Om de verhouding in mol te kunnen bepalen moet
je er voor zorgen dat het aantal elektronen dat
wordt afgestaan gelijk is aan het aantal elektronen
dat wordt opgenomen.
a + elektrode: Cl-, H2O
- elektrode: H+, H2O
De sterkste reductor is Cl- (uitzondering!):
2 Cl-  Cl2(g) + 2 eDe sterkste oxidator is H+:
2 H+ + 2 e-  H2(g)
Het aantal elektronen in beide halfreacties is gelijk.
De verhouding in mol tussen Cl2(g) en H2(g) is
1 : 1.
b + elektrode: SO42-, H2O
- elektrode: H+, H2O
De sterkste reductor is H2O:
2 H2O(l) O2(g) + 4 H+ + 4 eDe sterkste oxidator is H+:
2 H+ + 2 e-  H2(g)
Het aantal elektronen moet in beide halfreacties
gelijk worden gemaakt.
2 H2O(l)
 O2(g) + 4 H+ + 4 ex1
+
2 H + 2 e  H2(g)
x2
55
Pulsar – Chemie vwo scheikunde 1 deel 3
2 H2O(l)
 O2(g) + 4 H+ + 4 e+
4 H + 4e  2 H2(g)
De verhouding in mol tussen O2(g) en H2(g) is
1 : 2.
34
In een accu is de ene elektrode een loden plaat,
bedekt met lood(IV)oxide. Tijdens de
stroomlevering wordt dit omgezet in lood(II)sulfaat.
De andere elektrode is eveneens van lood, dat
tijdens de stroomlevering wordt omgezet in
lood(II)sulfaat. Bij de stroomlevering verloopt een
redoxreactie, waarvan de halfreacties in Binas
staan.
Bij het opladen worden de oorspronkelijke stoffen
weer teruggevormd.
c + elektrode: OH-, H2O
- elektrode: Na+, H2O
De sterkste reductor is OH-:
4 OH-  O2(g) + 2 H2O(l) + 4 eDe sterkste oxidator is H2O:
2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2 OHHet aantal elektronen moet in beide halfreacties
gelijk worden gemaakt.
4 OH O2(g) + 2 H2O(l) + 4 ex1
2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2 OHx2
Bij het opladen moet de + pool van het
oplaadapparaat verbonden worden met de + pool
van de accu. Daarbij wordt loodsulfaat weer
omgezet in lood(IV)oxide:
PbSO4(s) + 2 H2O(l)  PbO2(s) + 4 H+ + SO42- + 2 e-
De - pool van het oplaadapparaat moet verbonden
worden met de - pool van de accu. Daarbij wordt
loodsulfaat omgezet in lood:
PbSO4(s) + 2 e-  Pb(s) + SO42-
4 OH O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e4 H2O(l) + 4 e-  2 H2(g) + 4 OHDe verhouding in mol tussen O2(g), H2O(l) en
H2(g) is 1 : 2 : 2.
d + elektrode: H2O
- elektrode: H2O
Er zijn voldoende zouten opgelost om voor
stroomgeleiding te zorgen.
De sterkste reductor is H2O:
2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+ + 4 eDe sterkste oxidator is H2O:
2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2 OHHet aantal elektronen moet in beide halfreacties
gelijk worden gemaakt.
2 H2O(l)
 O2(g) + 4 H+ + 4 e2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2 OH-
35
–
36
–
■■
20.4 Praktische toepassingen van
elektrolyse
37 a Gebruik tabel 48.
Natrium zou moeten ontstaan bij de - elektrode.
Inventarisatie:
- elektrode: Na+, H2O
H2O is een sterkere oxidator dan Na+. Zolang er
water is, zal nooit Na+ reageren. In gesmolten
natriumchloride is geen H2O aanwezig. Daar kan
dus als enige Na+ reageren.
x1
x2
2 H2O(l)
 O2(g) + 4 H+ + 4 e4 H2O(l) + 4 e  2 H2(g) + 4 OHDe verhouding in mol tussen O2(g) en H2(g) is
1 : 2.
b Ga na onder welke omstandigheden een zout
elektrische stroom kan geleiden.
33 a Maak een inventarisatie!
Een oplossing van een zout kan de stroom
geleiden en een gesmolten zout kan de stroom
geleiden, omdat de ionen dan vrij kunnen
bewegen. In een vast zout is dat niet mogelijk.
+ elektrode: Cl-, H2O, Cu(s)
- elektrode: Zn2+, H2O, Cu(s)
De sterkste reductor is Cu:
Cu(s)  Cu2+ + 2 eDe sterkste oxidator is Zn2+:
Zn2+ + 2 e-  Zn(s)
38
a Koper is een te zwakke reductor om met de
oxidator Zn2+ te reageren. Er gebeurt dus
helemaal niets.
b Bepaal eerst de verhouding in mol.
b Er zijn twee oxidatoren: water en Zn2+. Volgens
tabel 48 is Zn2+ een iets sterkere oxidator dan
water, maar de hoeveelheid water is zo groot, dat
kalium ogenblikkelijk zal reageren met water. Er
zal dus geen zink ontstaan.
Antwoord: 1,2 g
56
Er ontstaat 1,2 g Zn(s). Dat komt overeen met
1,2 : 65,38 = 1,84 x 10-2 mol Zn(s).
Volgens de halfreacties verdwijnt ook 1,84 x 10-2
mol Cu(s). Dat komt overeen met
1,84 x 10-2 x 63,55 = 1,2 g Cu(s).
Dat de ene elektrode evenveel lichter wordt als de
andere zwaarder, komt doordat de molaire
massa's van zink en koper ongeveer even groot
zijn. Als je nauwkeuriger zou meten, zul je wel een
verschil vinden.
Gebruik tabel 48 en ga na of een redoxreactie
mogelijk is.
39
In de praktijk wordt een rol staalplaat met hoge
snelheid door een bak met gesmolten tin geleid.
Het is ook mogelijk om ijzer door middel van
elektrolyse te bedekken met tin. Je moet dan het
ijzer als - elektrode gebruiken en in een oplossing
van bijvoorbeeld tin(II)sulfaat dompelen.
Hoofdstuk 20 Redox in de praktijk
Dan worden tin(II)ionen omgezet in tin.
40 a Inventariseer welke deeltjes bij de - elektrode
aanwezig zijn.
e Je spreekt van een erts als er naast de gewenste
stof ook nog verontreinigingen zijn zoals
gesteenten en andere stoffen.
f Denk aan koolstofdioxide.
- elektrode: Co2+, H2O
Je moet nu opzoeken wat de sterkste oxidator is:
Co2+.
Co2+ + 2 e-  Co(s) Er ontstaat dus kobalt.
Namen met voorvoegsels als di en tri worden
gebruikt voor moleculaire stoffen.
g Tot welke groep behoren titanium en zuurstof?
b In een oplossing is ook H2O aanwezig.
Inventarisatie: Al3+ en H2O
H2O is een sterkere oxidator dan Al3+. Daarom kan
op deze manier geen aluminium ontstaan. Om
aluminium te laten ontstaan, moet je er dus voor
zorgen dat geen water aanwezig is.
Aangezien je wel geladen deeltjes moet hebben
voor een gesloten stroomkring (losse Al3+ en
negatieve ionen), moet je dus een gesmolten
aluminiumzout elektrolyseren.
41 a Aan welke elektrode moet het voorwerp worden
bevestigd?
Als elektrolyt moet je een oplossing van een
zinkzout nemen. De Zn2+ ionen moeten elektronen
opnemen. Dat kan alleen aan de negatieve
elektrode.
Titanium is een metaal en zuurstof is een nietmetaal. TiO2 behoort dus tot de zouten en is
opgebouwd uit positieve en negatieve ionen:
Ti4+ en O2-.
De juiste naam is dus titanium(IV)oxide.
h In de eerste zin staat dat titanium een metaal is.
In de laatste alinea staat dat `titanium net als
aluminium uit het metaaloxide kan worden
vrijgemaakt. Zij ontdekten dat de zuurstofionen
van het TiO2 oplossen in een bad van
calciumchloride`. TiO2 is dus een metaaloxide,
opgebouwd uit ionen.
i TiO2 wordt onder andere gebruikt als witte
kleurstof in verf en tandpasta.
j Er wordt dus gebruik gemaakt van de kleur van
TiO2.
k Ga na welke lading titanium heeft in TiCl4.
TiCl4 bestaat uit Ti4+ en Cl-. Het Ti4+ ion moet 4
elektronen opnemen.
TiCl4 + 4 e Ti(s) + 4 Cl1x
Mg(s)
 Mg2+ + 2 e2x
TiCl4 + 2 Mg(s)
 Ti(s) + 2 Mg2+ + 4 Cl-
l Zie antwoord k.
De elektronen worden afgestaan door magnesium
en opgenomen door Ti4+.
b Wat betekent thermisch?
Thermisch zal wel te maken hebben met
temperatuur. Bij hoge temperatuur is zink
vloeibaar. Je kunt dan ijzer dompelen in vloeibaar
zink. Hierdoor komt een laagje zink op het ijzer.
42 a Titanium is minstens zo sterk als andere metalen.
Het is lichter en beter bestand tegen roest. Het is
heel geschikt om in legeringen te verwerken.
b De winning van titanium uit TiO2 is lastig,
gevaarlijk en kostbaar.
c stap 1: uit titaniumerts wordt TiO2 gewonnen.
stap 2: TiO2 wordt omgezet in een
chloorverbinding.
stap 3: de chloorverbinding wordt met behulp van
magnesium omgezet in titanium.
d De chloorverbinding is vluchtig en corrosief. Zie
ook b.
m Blijkbaar is magnesium een sterkere reductor dan
titanium. Bij een redoxreactie reageert de sterkste
oxidator met de sterkste reductor. Daarbij ontstaan
een zwakkere oxidator en een zwakkere reductor.
n Het voordeel is, dat de chloorverbinding niet meer
gemaakt hoeft te worden. Er wordt begonnen met
TiO2 en het product is titanium, zonder
tussenstappen.
o Zie ook vraag c.
stap 1: uit titaniumerts wordt TiO2 gewonnen.
stap 2: elektrolyse van een mengsel van TiO2 en
gesmolten calciumchloride.
57
Pulsar – Chemie vwo scheikunde 1 deel 3
p Bij een elektrolytische cel vindt elektrolyse plaats:
er wordt elektrische energie omgezet in chemische
energie. Het is een redoxreactie die alleen
verloopt als er elektrische energie wordt
toegevoerd.
Een elektrochemische cel is een batterij: er
verloopt een spontane redoxreactie. Er wordt
chemische energie omgezet in elektrische energie.
q Er ontstaat titanium en zuurstof
+ elektrode: 2 O2-  O2(g) + 4 e- elektrode: Ti4+ + 4e-  Ti(s)
r In het artikel staat ´om als zuurstof uit de smelt te
verdwijnen´. Zie ook tabel 42A.
Men werkt met gesmolten calciumchloride.
Daarvoor is een temperatuur van minstens 1055 K
nodig.
4 a Ga na wat de ladingen van de verschillende
deeltjes zijn.
Cu1+Fe3+(S2-)2(s) + 4 Fe3+(aq) 
Cu1+(aq) + 5 Fe2+(aq) + 2 So(s)
2o
2S wordt S : S staat elektronen af en is dus
reductor. Cu1+ wordt Cu2+; Cu1+ is dus ook reductor.
b In scheidingsruimte 2 wordt vast koper gescheiden
van de ijzer(II)sulfaatoplossing.
Er wordt een stof toegevoegd die samen met Cu2+
reageert. Hierbij ontstaat Cu(s). Aangezien verder
alleen maar een ijzer(II)sulfaatoplossing aanwezig
is, moet uit die stof Fe2+ gevormd zijn. De
toegevoegde stof is Fe(s).
c Zoek deze eventueel op in Binas.
Cu2+ + 2 e-  Cu(s)
Fe(s)  Fe2+ + 2 e-
s Zie ook vraag p.
Voor een elektrolytische cel is energie nodig in de
vorm van een gelijkstroombron, bijvoorbeeld een
accu.
■■
Op weg naar het proefwerk
1
Zie ook opdracht 42p.
Elektrolytische cel: er is elektrische energie nodig
om een redoxreactie te laten verlopen. Er wordt
elektrische energie omgezet in chemische energie.
Elektrochemische cel: er verloopt een spontane
redoxreactie, waarbij chemische energie wordt
omgezet in elektrische energie. Een
elektrochemische cel is een batterij.
2
–
3 a Bekijk goed welke deeltjes met elkaar reageren en
wat er ontstaat.
Ni2+(aq) + H2PO2-(aq) + H2O(l) 
Ni(s) + 2 H+(aq) + H2PO3-(aq)
b Wat is (zijn) de functie(s) van een elektrode?
Een elektrode moet de stroom kunnen geleiden.
Plastic geleidt de stroom niet, een metaal wel.
c Welke halfreactie moet plaatsvinden om een
laagje chroom te laten ontstaan?
Er moet een neerslag van chroom ontstaan. Dat
betekent dat Cr3+ elektronen moet opnemen. Het
voorwerp moet dus verbonden worden met de
negatieve elektrode.
58
d Bedenk dat het aantal elektronen dat wordt
afgestaan gelijk is aan het aantal elektronen dat
wordt opgenomen.
Aan de negatieve elektrode treedt de volgende
halfreactie op: Cu2+ + 2 e-  Cu(s)
Aan de positieve elektrode kunnen twee metalen
reageren, Cu en Ni. Gezamenlijk moeten deze
evenveel elektronen afstaan als bij de negatieve
elektrode worden opgenomen. Aangezien nikkel
een kleinere molaire massa heeft dan koper, zal
aan de positieve elektrode minder massa oplossen
dan aan de negatieve elektrode neerslaat.
e 1 elektron heeft een lading van 1,6 x 10-19
Coulomb. 1 mol elektronen heeft een lading van
9,6 x 104 C.
Antwoord: 56 uur
Als per seconde 2,0 C lading wordt
getransporteerd, gaan (2,0 : 9,6 x 104 =) 2,1 x 10-5
mol elektronen door de draad. Volgens de
halfreactie staan zowel Cu als Ni twee elektronen
af. Per seconde reageert dus 1,0 x 10-5 mol (Cu +
Ni). Hiervan wordt 1/21 deel geleverd door Ni: 4,9
x 10-7 mol.
De totale tijd die nodig is om 0,10 mol Ni2+ te laten
ontstaan, is 0,10 : 4,9 x 10-7 = 2,0 x 105 s. Dat is
(2,0 x 105 : 3600 =) 56 uur.
5 a Schrijf de halfreacties op die plaatsvinden in
ruimten 2 en 3.
Antwoord: 1 : 4
ruimte 2: 2 Cl-  Cl2(g) + 2 eruimte 3: 2 H2O + 2 e-  H2(g) + 2 OHOm de lading in ruimte 2 elektrisch neutraal te
houden moeten bij het verdwijnen van 2 Cl- ionen
ook 2 Na(H2O)3+ het membraan passeren.
Aangezien de verhouding tussen Cl- en H2O bij de
elektrolyse 1 : 1 is, verdwijnen 2 mol Cl-, 2 mol
Na(H2O)3+ en 2 mol H2O. Totaal is dat dan 8 mol
H2O.
Hoofdstuk 20 Redox in de praktijk
Fe(OH)3 + H2O  Fe2O3·nH2O
2 Fe(OH)3 + x H2O  Fe2O3·nH2O
Links van de pijl: (6 + x) x O
Rechts van de pijl: (3 + n) x O
6 + x = 3 + n  x = n -3
2 Fe(OH)3 + (n-3) H2O  Fe2O3·nH2O
De verhouding NaCl en H2O is dus 2 : 8 = 1 : 4.
b Kijk nog eens naar het antwoord op opdracht 4e.
Antwoord: 7,7 x 104 A
Als 0,80 mol H2O per seconde reageert, wordt
0,80 mol elektronen per seconde getransporteerd.
Volgens tabel 7 heeft 1 elektron een lading van 1,6
x 10-19 C. 1 mol elektronen heeft dus een lading
van 1,6 x 10-19 x 6,02 x 1023 = 9,6 x 104 C.
Er wordt 0,80 x 9,6 x 104 C = 7,7 x 104 C lading
per seconde door de draad getransporteerd. De
stroomsterkte is dus 7,7 x 104 A.
c Het gaat erom dat je de vraag voor jezelf goed
structureert.
– Waar komt de NaOH vandaan die ruimte 3
verlaat en hoeveel gram is dat?
– Hoeveel water verlaat ruimte 3? Dus hoe groot
is de totale massa van de stroom die ruimte 3
verlaat?
Antwoord: 29%
Als er 0,80 mol H2O verdwijnt, ontstaat 0,80 mol
OH-. Tegelijkertijd komt 0,80 mol Na(H2O)3+ ruimte
3 binnen. Er ontstaat dus 0,80 mol opgelost
NaOH.
Er verdwijnt 0,80 mol H2O en er komt 5,10 mol
H2O de ruimte binnen. Totaal is dus 4,30 mol H2O
aanwezig.
Er verdwijnt dus 0,80 mol opgelost NaOH in 4,30
mol H2O. Door gebruik te maken van de molaire
massa's zijn deze hoeveelheden om te rekenen in
een aantal gram. De molaire massa van NaOH is
40,00 g mol-1 en van H2O is dat 18,02 g mol-1.
De totale massa is dus (0,80 x 40,00 =) 32,0 g +
(4,30 x 18,02 =) 77,5 g = 109.
32,0
Het massapercentage NaOH is dus
x 100%
109
= 29%
6 a Ga na welk deeltje oxidator en welk deeltje
reductor is.
Fe2+
Zuurstof is (uiteraard) de oxidator. Het
in
Fe(OH)2 is de reductor. Er komen dus elektronen
aan de rechterkant van de pijl te staan. Dan moet
er ook een negatief geladen deeltje links van de
pijl staan. In een basische oplossing is dat OH-.
Dus Fe(OH)2 + OH-  Fe(OH)3 + e-
c
d Bereken hoeveel seconden de messen in contact
zijn geweest met de zeepoplossing, vervolgens
hoeveel elektronen zijn overgedragen en ten slotte
hoeveel ijzer dat betekent.
Antwoord: 6 x 10-4 g
stap 1: de messen zijn 20 x 60 x 365 x 15 =
6,57 x 106 seconden in contact geweest.
stap 2: er is dus 6,57 x 106 x 0,3 x 10-6 = 1,97 C
lading overgedragen.
stap 3: aantal C omrekenen naar aantal e-:
aantal C
aantal e-
1,6 x 10-19
1
1,97
…
Dus 1,2 x 1019 elektronen.
stap 4: omrekenen naar aantal mol elektronen:
aantal eaantal mol e-
6,0 x 1023
1,0
1,2 x 1019
…
Dat betekent 2,0 x 10-5 mol elektronen.
stap 5: Fe  Fe2+ + 2e2,0 x 10-5 mol e- betekent 1,0 x 10-5 mol Fe
stap 6: mol Fe omrekenen naar gram Fe
aantal mol Fe
aantal gram Fe
1,0
55,85
1,0 x 10-5
…
Er wordt dus 5,70 x 10-4 gram Fe omgezet.
Omdat de stroomsterkte slechts in één cijfer
nauwkeurig is gegeven, moet je ook afronden op
één cijfer nauwkeurig.
Dus: 6 x 10-4 gram Fe.
b In de vergelijking moet je werken met het getal n.
Je kunt de vergelijking op twee manieren kloppend
maken. Je kunt H2O zowel links als rechts van de
pijl plaatsen. Maak eerst Fe kloppend, daarna de
rest. Stel het aantal watermoleculen op x.
Fe(OH)3  Fe2O3·nH2O + H2O
2 Fe(OH)3  Fe2O3·nH2O + x H2O
Links van de pijl: 6 x O
Rechts van de pijl: (3 + n + x) x O
3+n+x=6x=3-n
2 Fe(OH)3  Fe2O3·nH2O + (3-n) H2O
59