Redoxreacties - Medische Beeldvorming

Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Redoxreacties
Curie Hoofdstuk 11
HAVO 5
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
§11 1 Wat zijn redoxreacties?
§11.1
§11 2 Voorspellen van redoxreacties
§11.2
§11 3 Elektrische stroom uit reacties
§11.3
§11 4 Corrosie
§11.4
§11 5 Elektrolyse
§11.5
§11 6 Metaalwinning
§11.6
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
§11.1 Wat zijn
redoxreacties?
Curie
Hoofdstuk 11 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.
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Wat zijn Redoxreacties?
Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden
overgedragen van de reductor naar de oxidator
oxidator.
e-
Reductor + oxidator → ………
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Wat zijn Redoxreacties?
Een redoxreactie is opgebouwd uit twee halfreacties, namelijk:
• de reactie die elektronen afstaat
• de reactie die elektronen opneemt
Welke halfreacties g
gaan er bijvoorbeeld
j
schuil achter de
verbranding van Magnesium tot magnesiumoxide?
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en niet-metalen
Welke halfreacties gaan er bijvoorbeeld schuil achter de
verbranding
g van Magnesium
g
tot magnesiumoxide?
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 opgenomen
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en niet-metalen
Welke halfreacties gaan er bijvoorbeeld schuil achter de
verbranding
g van Magnesium
g
tot magnesiumoxide?
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
oxidator
id t (neemt op)
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en niet-metalen
2x
Mg → Mg2+ + 2 eO2 + 4 e- → 2 O2-
+
2 Mg + O2 + 4 e- → 2 Mg2+ + 2 O2- + 4 e2 Mg + O2 → 2 Mg2+ + 2 O24 e-
2 Mg + O2 → 2 MgO
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Halogenen en halogenide-ionen
Doe oplossingen van KBr en Cl2 bij elkaar. De oplossing
wordt bruin
bruin, er wordt Br2 gevormd.
gevormd
Dat kan alleen als de Br- elektronen afstaat, zodat Br2
gevormd 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)
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Halogenen en halogenide-ionen
2 Br- → Br2 + 2 eCl2 + 2 e- → 2 Cl2 Br- + Cl2 → Br2 + 2 Cl2 eVoor de reactie
Reactievergelijking
Na de reactie
Cl2((aq)
q)
K+(aq), Br-(aq)
H2O(l)
2 Br- + Cl2 → Br2 + 2 Cl-
Br2((aq)
q)
K+(aq), Cl-(aq)
H2O(l)
K+ ionen
i
d
doen niet
i t mee mett d
de reactie
ti en
zijn dus tribune-ionen
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Halogenen en halogenide-ionen
Cl2 reageert wel met Br-, maar omgekeerd Br2 reageert niet
met Cl-. Maar Br2 reageert weer wel met I-.
Cl2 > Br2 > I2
Hier betekent ‘>’ dus ‘reageert beter dan’ of
‘
‘neemt
t beter
b t elektronen
l kt
op’’
Chloor, Cl2 is de sterkere reductor
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Halogenen en halogenide-ionen
Maar voor het afstaan van elektronen geldt precies het
omgekeerde:
I- > Br- > Cl-
Hier betekent ‘>’ dus ‘staat makkelijker
elektronen af’
Jodide, I- is de sterkere oxidator
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Halogenen en halogenide-ionen
F2
F-
Cl2
Cl-
Br2
I2
Toenemende
oxidatorsterkte
BrI-
Waarom????
Toenemende
reductorsterkte
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Halogenen en halogenide-ionen
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 en
makkelijker te verwijderen.
I- staat makkelijker af, dus sterkere reductor.
F2 bestaat uit veel kleinere F
F-atomen
atomen en dus valentie
elektronen zullen dichter bij de kern komen te zitten en
dus steviger
ste ge aa
aangetrokken
get o e worden,
o de , dus ste
sterkere
eeo
oxidator.
dato
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en metaal-ionen
Zet een metalen spijker in een koper(II)sulfaat oplossing.
Wat gebeurt er?
Er ontstaat een rode aanslag
op de
d spijker,
ijk dit iis koper.
k
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en metaal-ionen
Er ontstaat een rode aanslag op de spijker, dit is koper.
Blijkbaar is de Cu2+ in de koper(II)sulfaat omgezet in koper.
Cu2+ + 2 e- → Cu
C
C
Hiervoor zijn elektronen nodig en die kunnen alleen van het
ijzer zijn gekomen.
Fe → Fe2+ + 2 e-
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en metaal-ionen
Cu2+ + 2 e- → Cu
Fe → Fe2+ + 2 eFe + Cu2+ → Cu + Fe2+
2 eVoor de reactie
Fe(s)
( )
Cu2+(aq), SO42-(aq)
H2O(l)
Reactievergelijking
Fe +
Cu2+
→ Cu +
Fe2+
Na de reactie
Cu(s)
( )
Fe2+(aq), SO42-(aq)
H2O(l)
2 ionen
SO42i
d
doen niet
i t mee mett d
de reactie
ti en zijn
ij dus
d ttribune-ionen
ib
i
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en metaal-ionen
Breng koperkrullen in een zilvernitraatoplossing.
Wat gebeurt er?
Er ontstaat een g
grijze
j aanslag
g
op de spijker, dit is zilver.
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en metaal-ionen
Er ontstaat een grijze aanslag op de spijker, dit is zilver.
Blijkbaar is de Ag+ in de zilvernitraat omgezet in zilver.
Ag+ + e- → Ag
A
A
Hiervoor zijn elektronen nodig en die kunnen alleen van het
koper zijn gekomen.
Cu → Cu2+ + 2 e-
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en metaal-ionen
2x
Ag+ + e- → Ag
Cu → Cu2+ + 2 e-
Cu + 2 Ag
g+ → Cu2+ + 2 Ag
g
2 eVoor de reactie
Cu(s)
( )
Ag+(aq), NO3-(aq)
H2O(l)
Reactievergelijking
Cu + 2
Ag+
→ 2 Ag + Cu
Na de reactie
2+
Ag(s)
g( )
Cu2+(aq), NO3-(aq)
H2O(l)
NO3- ionen
i
d
doen niet
i t mee mett d
de reactie
ti en zijn
ij dus
d ttribune-ionen
ib
i
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en metaal-ionen
Metalen kunnen elektronen afstaan, hierdoor ontstaan
positieve metaalionen. Metalen zijn
p
j dus reductoren. De
metaalionen 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 worden
worden.
IJzer roest snel, goud duidelijk niet!!!
(IJzer is onedel, goud is edel)
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metalen en metaal-ionen
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.
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
§11.2 Voorspellen van
redoxreacties
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Voorspellen van redox reacties
Twee reacties uit 11.1:
2 → Cu
F + Cu
Fe
C 2+
C + Fe2+
2 e-
(Spijker in CuSO4 oplossing)
Cu2+ neemt 2 elektronen op
op, Cu2+ is oxidator
Cu + 2 Ag+ → Cu22+ + 2 Ag
(Koperkrullen in AgNO3 oplossing)
2 eCu staat 2 elektronen af
af, Cu is reductor
Cu/Cu2+ noemen we een REDOXKOPPEL
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Voorspellen van redox reacties
Redoxkoppels
Ared + Box → Aox + Bred
.. e-
Ared staat .. elektronen af en vormt Aox
Box neem .. elektronen op en vormt Bred
Ared/Aox en Bred/Box zijn
ij REDOXKOPPELS
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
BINAS Tabel 48 - Redoxkoppels
OX
Voorspellen van redox reacties
RED
Sterkere
St
k
oxidator
Indien de oxidator hoger
staat dan de reductor dan
volgt
l een Redox
R d reactie.
i
Sterkere
reductor
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Voorspellen van redox reacties
V
Voorbeeld:
b ld
Koperkrullen Cu in AgNO3 oplossing (= Ag+ ionen)
Koperkrullen,
Cu
→ Cu2+ + 2 e2 Ag
g+ + 2 e- → 2 Ag
g
Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + Ag
Ox hoger dan Red → reactie
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Voorspellen van redox reacties
Nu omgekeerd:
Zil erkr llen Ag in Cu(NO
Zilverkrullen,
C (NO3)2 oplossing (= Cu
C 2+ ionen)
Ox lager
g dan Red → GEEN reactie
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Voorspellen van redox reacties
Nog één: IJzer in zuur (Fe in H+)
Ox hoger dan Red → reactie
2 H+ + 2 e- → H2 (g)
Fe → Fe2+ + 2 eFe + 2 H+ → Fe2+ + H2
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
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
gelijk, door de coëfficiënten te
vermenigvuldigen.
2. Streep
p de elektronen weg.
g
3. Tel de reacties op.
4. Streep eventueel dezelfde deeltjes voor en na de
reactiepijl
i ijl weg.
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Redoxreacties opstellen
Reactie van ijzer (Fe) met chloor (Cl2):
3 + 3 eFe → Fe
F
F 3+
(x 2)
Cl2 + 2 e- → 2 Cl- (x 3)
St 2
Stap
Stap 1
2 Fe → 2 Fe3+ + 6 e3 Cl2 + 6 e- → 6 Cl-
+
2 Fe + 3 Cl2 → 2 Fe3+ + 6 Cl2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3 (s)
Stap 3
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Andere oxidatoren en reductoren
H2O2 oxidator → bleekmiddel, bleken van haar.
Koolstof en koolstofmono-oxide CO, reductoren
→ ijzer maken in Hoogovens
Samengestelde
g
ionen kunnen soms als oxidator of als
reductor reageren → zie tabel Binas 48
BNG
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
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 mol/L.
1,00
l/L
• Temperatuur 298 K en druk p0 (= atmosferische druk)
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
§11.3 Elektrische stroom
uit reacties
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Een elektrochemische cel
Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2
Deze reactie is opgebouwd uit twee halfreacties:
Zn → Zn2+ + 2 e2 H+ + 2 e- → H2
Zink atomen staan dus elektronen af aan H+ ionen.
ionen
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Een elektrochemische cel
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.
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Een elektrochemische cel
A
Zn
Een zinkstaaf en een koolstaaf in een H2SO4
oplossing:
p
g
C
e-
eZn2+
H+
H2
Zn staat elektronen af en Zn2+ gaat in de
oplossing:
Zn → Zn2+ + 2 eDe elektronen gaan via de stroomdraad, door
de ampèremeter naar de koolstaaf
koolstaaf.
H+ ionen gaan naar de koolstaaf en nemen
de elektronen op en vormen
ormen H2. Het vormt
ormt
gasbelletjes:
2 H + + 2 e- → H 2
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Een elektrochemische cel
A
De ampèremeter zal uitslaan want er
loopt een stroom.
stroom
Zn
C
e-
e-
-
Zn2+
H+
+
H
2
De elektronen stromen van de Zn naar de
C staaf, de Zn-staaf is negatief t.o.v. de Cstaaf.
Daarom zeggen we dat de C-staaf de +
pool (plus-pool of positieve elektrode) en
de Zn-staaf
Zn staaf de – pool (min-pool
(min pool of
negatieve elektrode).
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Een elektrochemische cel
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 elektrolyt.
elektrolyt
De elektronen
D
l kt
gaan via
i d
de stroomdraad
t
d d van d
de negatieve
ti
elektrode (- pool) naar de positieve elektrode (+ pool).
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Een elektrochemische cel
Daar waar de reductor reageert, wordt de elektrode
negatief: de min-pool.
Als de min
min-pool
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
Min-pool
pool Reductor Plus
Plus-pool
pool Oxidator
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Een elektrochemische cel
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.
Om dit soort reacties te voorkomen plaatst men vaak een
poreuze wand of membraan tussen de elektroden.
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Een elektrochemische cel
Om dit soort reacties te voorkomen plaatst men vaak een
poreuze wand of membraan tussen de elektroden.
p
A
Zn
C
De poreuze wand
D
d mag d
de
reagerende deeltjes uit de
redoxreactie niet doorlaten
doorlaten, maar
moet wel de stroom geleiden.
Poreuze wand
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Een elektrochemische cel
Ook kun je i.p.v. een poreuze wand een zogenaamde
zoutbrug
gg
gebruiken.
Animatie van elektrochemische cel
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
De batterij
Een batterij noemen ze een droge cel.
De buitenkant van de batterijj ((zink)) is de negatieve
g
p
pool en
de koolstofstaaf de positieve pool.
De 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 eVoor de halfreactie met de oxidator geldt:
2 MnO2 (s) + H2O (l) + 2 e- → Mn2O3 (s) + 2 OH-
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
De loodaccu
Een loodaccu bestaat uit meerdere cellen in
serie geschakeld.
geschakeld
Per cel zijn er twee loodplaten waarvan er
één bedekt is met PbO2. De loodplaat werkt
als reductor en zorgt voor de vorming van de
negatieve pool. Het PbO2 werkt als oxidator
en zorgtt voor de
d vorming
i van d
de positieve
iti
pool. De accu is gevuld met een zwavelzuuroplossing die dienst doet als elektrolyt.
elektrolyt
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
De loodaccu
Voor de halfreactie met de reductor geldt:
Pb (s) + SO42- (aq) → PbSO4 (s) + 2 eVoor de halfreactie met de oxidator geldt:
PbO2 (s) + SO42- (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)sulfaat.
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 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.
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
§11 4 C
§11.4
Corrosie
i
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Corrosie
Bescherming tegen corrosie door afdekken:
• Verf (bruggen, auto’s, fietsen)
• Olie (fietsketting)
• Teerproducten,
T
d t
zoals
l Tectyl
T t l (onderkant
( d k t auto)
t )
• Glas (emaille)
metalen verchromen (laagje chroom)
• Laagje andere metalen,
en galvaniseren (laagje zink).
Blik is ijzer met laagje Tin.
De oxidelaag van deze metalen is ondoordringbaar en
gg
metaal.
beschermt het onderliggende
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Corrosie
Bescherming met opofferingsmetaal:
• Metalen blokken die op ijzeren constructies worden
gemonteerd, bv boten en booreilanden.
• De
D metalen
t l di
die op h
hett ijijzer worden
d geplaatst,
l t t vormen
samen met het ijzer een electrochemische cel. Het
zeewater is het elektrolyt
elektrolyt.
• Het opofferingsmetaal moet regelmatig vervangen/ververst
worden.
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Corrosie
Bescherming door legeringen:
• Door een legering (of alliage) te maken wordt het
corrosiebestendiger.
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
§11 5 El
§11.5
Elektrolyse
kt l
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
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
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).
BNG
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Elektrolyse
Zoutoplossing voor
geleiding, elektrolyt
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Elektrolyse van CuCl2 oplossing
Aan de negatieve kathode (aanvoer e-)
reageert
g
Cu2+ als oxidator:
Cu2+ + 2 e-  Cu
Aan de positieve anode (afvoer e-)
reageert chloride als reductor:
2 Cl-  Cl2 (g) + 2 e-
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Elektrolyse – toestel van Hofmann
Aan de negatieve kathode (aanvoer e-)
reageertt water
t als
l oxidator:
id t
2 H2O + 2 e-  H2 (g)+ 2 OHAan de p
positieve anode ((afvoer e-)
reageert water als reductor:
2 H2O  O2 (g)
( ) + 2 H+ + 2 e-
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
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
chloor, Cl2.
Elektrolyse = gedwongen redox  daar ga je van mopperen  M.O.P.R.
O
En dan is dus de Min-pool de plek waar de Oxidator reageert en bij de
Plus-pool reageert de Reductor
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Elektrolyse CuSO4 oplossing met koolstofelektroden:
-
Aanwezige oxidatoren: Cu2+, H2O
+
Sterkste OX: Cu2+
C
C
O2
Cu
Cu2+
Reactie: Cu2+ + 2 e-  Cu
Aanwezige reductoren: H2O
Sterkste RED: H2O
SO42-
2 H2O  O2 (g) + 2 H+ + 2 e
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Elektrolyse CuSO4 oplossing met koperelektroden:
-
Aanwezige oxidatoren: Cu2+, H2O
+
Sterkste OX: Cu2+
C
Cu
C
Cu
Reactie: Cu2+ + 2 e-  Cu
Aanwezige reductoren: Cu,
Cu H2O
Cu
Cu2+
Sterkste RED: Cu
SO42-
Reactie: Cu  Cu2+ + 2 e-
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
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 proces noemen ze ook
kG
Galvaniseren.
l
i
BNG
Curie
BNG
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
§11 6 M
§11.6
Metaalwinning
t l i i
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metaalwinning
De belangrijkste chemische reactievergelijkingen:
C + O2 → CO (Energie opleverende verbranding van koolstof)
CO2 + C  2 CO (Vorming van het gasvormige reductiemiddel
koolmonoxide)
Fe2O3 + 3 CO → 3 CO2 + 2 Fe (Reductie van ijzeroxide tot ijzer)
BNG
Curie
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Metaalwinning
BNG