Inleiding in de RedOx chemie

9 Reacties met elektronenoverdracht
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
Inleiding in de RedOx chemie
“Verbranding” van staalwol
Reactievergelijking:
2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s)
metaal
moleculaire
stof
zout
Er ontstaan ionen (geladen deeltjes)! Wat moet er dan gebeurd zijn??
 IJzer heeft electronen afgestaan: Fe  Fe2+ + 2eHet ijzeratoom is dus een ijzerion geworden!
 Zuurstof heeft electronen opgenomen: O2 + 4e-  2 O2Het zuurstofmolecuul is gesplitst in twee zuurstofionen
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:
Reductor
neemt e- op:
Oxidator
Als bij een reactie elektronenoverdracht plaatsvindt spreken we
van een RedOxreactie!
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.
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)
Halfreactie (Ox)
Fe (s)
O2 (g) + 4e-


Fe2+ + 2e2 O2-
2x
1x
+
Totaal reactie
2 Fe (s) + O2 (g)

2 FeO (s)
Opstellen van REDOX vergelijkingen
1. Schrijf de formules van alle deeltjes op. (Vergeet H2O niet!)
2. Ga voor ieder deeltje m.b.v. Binas 48 na of het een oxidator of
reductor is.
3. Kies uit het rijtje de sterkste oxidator en de sterkste reductor.
4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan.
5. Schrijf de halfreacties op.
De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd!
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.
7. VEREENVOUDIGEN!
Let op!
• 1. H+ hoort vaak bij een oxidator (of staat op zichzelf)
• 2. Zowel OX als RED:
H2O2
H2O
Fe2+
• 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: +0.81)
Dus:
SO42- en NO3- zonder H+ niet opnemen in de tabel!
Redoxvergelijkingen opstellen
We dompelen een staafje chroom in een oplossing van nikkelchloride.
1. 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:
red:
Ni2+
Cr
Inleiding in de RedOx chemie
Redoxvergelijkingen opstellen
4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan.
Ni2+ staat links boven Cr ; de reactie kan verlopen
5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden
omgekeerd!
ox:
Ni2+ + 2e Ni
red:
Cr
 Cr3+ + 3e6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden
opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar
weggestreept.
x3
ox: Ni2+ + 2e Ni
red: Cr
 Cr3+ + 3e-
3 Ni2+(aq) + 2 Cr(s)  3 Ni(s) + 2 Cr3+(aq)
x2
REDOX en TABEL 48
Voorbeeld:
waterstofperoxide (H2O2) en een aangezuurde oplossing van
kaliumjodide.
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
Sterkst!
Als er geen H+ is, neem je deze!
Sterkste reductor
Inleiding in de RedOx chemie
Redoxvergelijkingen opstellen
We schenken een waterstofperoxide-oplossing bij een aangezuurde
natriumjodide-oplossing.
1. 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:
red:
H2O2 + H+
I-
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 + 2e6. 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+ + 2ered: 2I-
 2 H2O
 I2 + 2e-
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2I-(aq)  2 H2O(l) + I2(s)
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.)
Elektrochemische cel
– Verzamelnaam voor batterijen en accu’s
– halfcel
– Zoutbrug
– Elektrode
– Elektrolyt- oplossing
Elektrochemische Cel
Hoe stromen de elektronen?
18
• 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
• Oplaadbare batterij
Redox reactie omkeerbaar
• Niet oplaadbare batterij
Redox reactie niet omkeerbaar
• Energiedichtheid
Verhouding geleverde energie : massa batterij
Eenheid: kWh (3.6 . 106 J)/ kg
Brandstofcel
RED:
OX:
Totaalvergelijking: 2H2 + O2  2 H2O
Verbranding van waterstof (naam: brandstofcel)
Samengevat 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 enenergie.
brandstofcel
Uitleg brandstofcel
Elektrolyse
• REDOX Reactie die altijd verloopt
• Niet alleen een ontledingsmethode
• Reactie die verloopt onder invloed van een
externe (gelijk)spanningsbron.
Elektrolyse
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-!!!
• Redoxreacties
• Halfreacties
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.
Legering
Mengsel van metalen
(verbeteren eigenschappen)
Brons (koper en tin)
Messing (koper en zink)
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)
Beschermen tegen corrosie
• 1. Aanbrengen van een beschermlaagje
• 2. Mengen met een ander metaal
(legering)
• 3. Geleidend contact met een onedeler
metaal (opofferingsmetaal)