Hoofdstuk 9 - h.hofstede

Hoofdstuk 9
Paragraaf 9.2
A2
S2-- en O2--ionen treden op als reductor. Na de reactie zijn ze terug te vinden als
neutrale atomen in de moleculaire stof SO2.
A3
CuFeS2 bevat
Error! · 100% = 34,63 massa% Cu
Voor de productie van 12 · 106 ton Cu is nodig:
100;34
x 12 ·106 = 3,5 · 107 ton CuFeS2
6
Die hoeveelheid chalcopyriet bevindt zich in
Error! x 3,5 · 107 = 1 · 109 ton ertshoudend gesteente
B4
Door de warmte wordt het vloeibare glyceryltrinitraat dunner en komt het aan de
oppervlakte van de dynamietstaaf. Dit zuivere glyceryltrinitraat is veel
makkelijker tot een (explosieve) reactie te brengen dan dynamiet.
B5
C3H6N6O6(s)  3H2O(g) + 3 N2(g) + CO2(g) + CO(g) + C(s)
B6
a
2 KClO3
4 P + 5 O2
6 P(s) + 5 KClO3(s)
2 KClO3
S + O2
3 S(s) + 2 KClO3(s)
b
 2 KCl + 3 O2 (x 5)
 2 P2O5
(x 3)
 5 KCl(s) + 3 P2O5(s)

 2 KCl + 3 O2 (x 1)
 SO2
(x 3)
 3 SO2(g) + 2 KCl(s)
De SAW-lucifer heeft geen strijkvlak met rode fosfor nodig om tot ontbranding
gebracht te kunnen worden. Kennelijk bevindt de rode fosfor zich in de kop van
dit type lucifer.
Paragraaf 9.3
Experiment 1
Vragen en opdrachten
Experiment 2
Vragen en opdrachten
a
1
2
3
Cu2+ + 2 e Cu
Fe
 Fe2+ + 2 eFe(s) + Cu2+(aq)  Fe2+(aq) + Cu(s)
Waarneming: aan het oppervlak van de ijzeren spijker ontstaat een roodbruine
vaste stof. De blauwe kleur van de oplossing verdwijnt.
Geen reactie.
Ag+ + eCu
2 Ag+(aq) + Cu(s)
 Ag
(x 2)
2+
Cu + 2 e
(x 1)
 2 Ag(s) + Cu2+(aq)
We spreken af: *>+ betekent hier: *is een sterkere reductor dan+.
Conclusie uit proef 1: Fe > Cu
Conclusie uit proef 2: Zn > Fe
Conclusie uit proef 3: Cu > Ag
De volgorde in reductorsterkte wordt, wanneer we de resultaten uit de drie
proeven combineren:
Zn > Fe > Cu > Ag.
b
Experiment 3
Vragen en opdrachten
a
1
Cl2 + 2 e2 BrCl2(aq) + 2 Br-(aq)
 2 Cl Br2 + 2 e 2 Cl-(aq) + Br2(aq)
2
Cl2 + 2 e2 ICl2(aq) + 2 I-(aq)
 2 Cl I2 + 2 e 2 Cl-(aq) + I2(aq)
De reactie van I2(aq) met stijfsel zou je als volgt kunnen noteren:
I2(aq) + stijfsel(aq)
 I2--stijfsel(aq)
geel/bruin
donkerblauw/zwart
 2 Br I2 + 2 e 2 Br-(aq) + I2(aq)
3
Br2 + 2 e2 IBr2(aq) + 2 I-(aq)
4
Geen reactie.
Na het toedruppelen van wat stijfseloplossing kleurt het mengsel
donkerblauw/zwart, maar dat komt door de aanwezigheid van I2. Het I2 uit het
joodwater heeft dus niet gereageerd met de aanwezige bromide-ionen.
Uit proeven 1 en 2 kun je concluderen dat chloor in staat is om zowel
bromide-ionen als jodide-ionen te oxideren. Chloor is een sterkere oxidator dan
broom en jood.
Uit proef 3 blijkt dat broom in staat is jodide-ionen te oxideren. Broom is een
sterkere oxidator dan jood.
Uit proef 4 blijkt dat de omgekeerde reactie (tussen joodwater en bromide-ionen)
niet verloopt, hetgeen in overeenstemming is met de resultaten uit proef 3.
De volgorde naar toenemende oxidatorsterkte wordt dus: jood, broom en chloor.
Fluor staat met chloor, broom en jood in groep 17. Fluor is een nog sterkere
oxidator dan chloor. Fluor is zelfs zo'n sterke oxidator dat *fluorwater+ niet
bestaat: de fluormoleculen reageren direct met de watermoleculen. Ook blijkt dit
uit tabel 48: F2 vind je als eerste oxidator genoemd.
b
c
Vragen en opdrachten
A8
1
2
3
4
5
6
A9
B10
a
b
c
Verbrandingsreactie, dus automatisch een redoxreactie.
Idem.
Neerslagreactie. Geen redoxreactie: vóór reactie zijn er Pb2+(aq)-ionen aanwezig.
Na reactie zijn deze ionen gevangen in het vaste zout PbSO4(s). In dit
lood(II)sulfaat zijn nog steeds Pb2+-ionen aanwezig. Er heeft derhalve géén
elektronenoverdracht plaatsgevonden.
Redoxreactie. Vóór reactie is het metaal magnesium aanwezig en moleculair
broom (Br2). In het ontstane magnesiumbromide zijn ionen Mg2+ en Br- aanwezig.
Per Mg-atoom zijn twee elektronen overgedragen aan een Br2-molecuul. Deze
elektronenoverdracht duidt op een redoxreactie.
Zuur--base reactie. Het zuur H3O+ staat een proton (H+) af aan de base CH3COO-.
Hierbij ontstaan respectievelijk de geconjugeerde base H2O en het geconjugeerde
zuur CH3COOH.
Ontledingsreactie en tegelijkertijd een redoxreactie. Vóór reactie is zilveroxide
aanwezig. Zilveroxide bestaat uit Ag+ en O2--ionen. Na reactie is het metaal zilver
en zuurstofgas (O2) ontstaan. Per oxide-ion zijn twee elektronen afgestaan aan
twee zilverionen. Deze elektronenoverdracht duidt op een redoxreactie.
Co2+ is de zwakste oxidator, dan Pb2+ en dan Ag+.
Co, Pb en Ag
Co is de sterkste reductor, dan Pb en dan Ag.
Tot de edele metalen rekenen we bijvoorbeeld Ag en Au.
Tot de halfedele metalen behoort onder andere Cu.
Voorbeelden van onedele metalen zijn Na, Fe en Pb.
Naarmate een metaal edeler is, zullen zijn reducerende eigenschappen zwakker
zijn. In BINAS tabel 48 vind je de sterke reductoren onderaan (de onedele metalen)
en bovenin de kolom vind je de steeds edelere metalen.
B11 a
Omdat er dan een ladingsverschil komt tussen vloeistof en elektrode zodat de
redoxreacties niet meer plaats kunnen vinden. Door de poreuze wand kan ionen
transport plaatsvinden die dit ladingsverschil opheffen
C13 a
aanwezige deeltjes : Ni, Co2 , Cl─ en H2O
Sterkste reductor
Ni
Sterkste oxidator
Co2+ + 2 e-
 Ni2+ + 2 e Co
⇆ Ni2+(aq) + Co(s)
Ni(s) + Co2+(aq)
RED
V0 = -0,25
V0 = -0,28
OX
OX
RED
ΔV0 = -0,28-(-0,25) = - 0,03 V: evenwicht
b
aanwezige deeltjes : Fe3+ , Br─ , K+ , I─ en H2O
ox Fe3+ + e Fe2+
( x2)
red 2 I
 I2 + 2 e- (x1)
2 Fe3+(aq) + 2 I-(aq)
OX
RED
V0 = 0,77
V0 = 0,62
⇆ 2 Fe2+(aq) + I2(aq)
RED
OX
ΔV0 = 0,77-0,62 = 0,15 V: evenwicht
c
aanwezige deeltjes : Ca , H2O
Ca
 Ca2+ + 2 eV0 = -2,87
2 H2O + 2 e
 H2 + 2 OH
V0 = -0,83
Ca(s) + 2 H2O(l)

 Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g)
RED
OX
OX
RED
ΔV0 = -0,83-(-2,87) = 2,04 > 0,3 V: aflopende reactie
d
Aanwezige deeltjes : Al , Zn2+ , Cl─ en H2O
Al
 Al3+ + 3 e(x 2)
2+
Zn + 2 e
 Zn
(x 3)
2+
3+
2 Al(s) + 3 Zn (aq)
 2 Al (aq) + 3 Zn(s)
RED
OX
OX
RED
ΔV0 = - 0,76-(-1,67) = 0,91 > 0,3 V: aflopende reactie
V0 = -1,67
V0 = - 0,76
e
aanwezige deeljtes : Na+ , S2─ , Br2 en H2O
S2 S + 2 eV0 = -0,48
Br2 + 2 e 2 BrV0 = 1,09
2S (aq) + Br2(aq)
 S(s) + 2 Br (aq)
RED
OX
OX
RED
ΔV0 = 1,09-(-0,48) = 1,57 > 0,3 V: aflopende reactie
f
aanwezige deeltjes : Na+ S2O32─ , I2 en H2O
2 S2O32 S4O62- + 2 eI2 + 2 e 2 I22 S2O3 (aq) + I2(aq)
 S4O62- + 2 I-(aq)
RED
OX
OX
RED
ΔV0 = 0,62-0,10 = 0,52 > 0,3 V: aflopende reactie
A14
De standaardelektrodepotentiaal van het redoxkoppel MnO4-/H+ is groter dan die
van het koppel MnO4-/H2O. Het eerstgenoemde koppel is dus een sterkere
oxidator dan het tweede koppel en zal daardoor als eerste reageren.
B15
aanwezige deeltjes K+ , I─ O3 en H2O
2 I I2 + 2 eO3 + 2 H+ + 2 e O2 + H2O
+
2 I (aq) + O3(g) + 2 H (aq)
 I2(aq) + O2(g) + H2O(l)
ΔV0 = 2,07-0,62 = 1,45 > 0,3 V: aflopende reactie
aanwezige deeltjes : K+ , MnO4─ , H+ , Cl─ en H2O
2 Cl Cl2 + 2 e(x 5)
MnO4- + 8 H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O
(x 2)
B16
10 Cl-(aq) + 2 MnO4-(aq) + 16 H+(aq) ⇆ 5 Cl2(aq) + 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)
ΔV0 = 1,52-1,36 = 0,16 V: er stelt zich een evenwicht, dat naar rechts af kan
lopen, zodra Cl2 als gas ontwijkt
B17 a
b
aanwezige deeltjes : H2O2 , H+ , Na+ , SO32─ en H2O
H2O2 + 2 H+ + 2 e 2 H2O
SO32- + H2O
 SO42- + 2 H+ + 2 eH2O2 + SO32 SO42- + H2O
ΔV0 = 1,77-(-0,09) = 1,86 > 0,3 V: aflopende reactie
aanwezige deeltjes : K+ , MnO4─ , H+ , H2C2O4 en H2O
MnO4- + 8 H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O
(x 2)
H2C2O4
 2 CO2 + 2 H+ + 2 e- (x 5)
2 MnO4-(aq) + 6 H+(aq) + 5 H2C2O4(aq)  Mn2+(aq) + 8 H2O(l) + 10 CO2(g)
ΔV0 = 1,52-(-0,49) = 1,85 > 0,3 V: aflopende reactie
c
aanwezige deeltjes : Na+ , S2O32─ , Br2 en H2O
Br2 + 2 e 2 Br2 S2O32 S4O62- + 2 eBr2(aq) + 2 S2O32-(aq)
 2 Br-(aq) + S4O62-(aq)
ΔV0 = 1,09-0,10 = 0,99 > 0,3 V: aflopende reactie
d
aanwezige deeltjes : SO2 ,K+ , ClO3─, H+ , SO42─ en H2O
ClO3- + 6 H+ + 6 e Cl- + 3 H2O
(x 1)
2+
SO2 + 2 H2O
 SO4 + 4 H + 2 e (x 3)
3 SO2(aq) + 3 H2O(l) + ClO3-(aq)  3 SO42-(aq) + 6 H+(aq) + Cl-(aq)
ΔV0 = 1,45-0,17 = 1,26 > 0,3 V: aflopende reactie
B18
aanwezige deeltjes Sn2+ , I─ , overmaat Cl2
Cl2 treedt op als oxidator. Aanvankelijk reageert het met de krachtigste aanwezige
reductor: Sn2+,
Cl2 + 2e─  2Cl─
Sn2+  Sn4+ + 2e─
Cl2(aq) + Sn2+(aq)  2 Cl-(aq) + Sn4+(aq)
als deze op is reageert Cl2 met de minder krachtige reductor I-.
Cl2 + 2e─  2Cl─
2I─  I2
+2e─
Cl2(aq) + 2 I (aq)  2 Cl-(aq) + I2(aq)
B19 a
Br2 + 2 e 2 BrSO2 + 2 H2O
 SO42- + 4 H+ + 2 eBr2(aq) + SO2(g) + 2 H2O(l)  2 Br-(aq) + SO42-(aq) + 4 H+(aq)
Tijdens deze reactie verdwijnt de bruine kleur van het broom.
b
B20 a
b
c
d
C21 a
b
c
d
Zoutzuur reageert niet met koper doordat Cu een zwakkere reductor is dan H2 (en
H+ een veel zwakkere oxidator dan Cu2+):
2 H+ + 2 e H2
Cu
 Cu2+ + 2 eΔV0 = 0,00-0,34 < -0,3V. Er vindt geen reactie plaats.
Cu
 Cu2+ + 2 e2 NO3- + 4 H+ + 2 e-  2 NO2 + 2 H2O
Cu(s) + 2 NO3-(aq) + 4 H+(aq)  Cu2+(aq) + 2 NO2(g) + 2 H2O(l)
ΔV0 = 0,81-0,34 = 0,47 > 0,3 V: aflopende reactie
Zoutzuur reageert wel met aluminium doordat Al een veel sterkere reductor is dan
H2 (en H+ een veel sterkere oxidator dan Al3+).
ΔV0 = 0,00-(-1,67) = 1,67 > 0,3 V: aflopende reactie
Al
 Al3+ + 3 e(x 2)
+
2H +2e
 H2
(x 3)
2 Al(s) + 6 H+(aq)
 2 Al3+(aq)+ 3 H2(g)
CaH2(s) + 2 H2O(l)  Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) + 2 H2(g)
Er treedt elektronenoverdracht op van CaH2 naar H2O.
H- treedt op als reductor.
H2O treedt op als zuur en H- als base.
C22 a
b
HClO2  Cl
Zuur milieu dus H+ als hulpdeeltje er ontstaat water
HClO2 + H+  Cl + H2O
Massabalans kloppend maken geeft
HClO2 + 3H+  Cl + 2H2O
Ladingbalans kloppenmaken geeft
HClO2 + 3H+ + 4e  Cl + 2H2O
1x
+

H2S  S + 2H + 2e
2x
HClO2 + 2H2S  Cl + 2H2O + 2S + H+
§ 9.5
C23 a
b
C24 a
b
C25 a
b
Fe2(SO3)3
Er treedt een redoxreactie op
Fe3+ + e─  Fe2+
2x
22+
SO3 + H2O
 SO4 + 2 H + 2 e
1x
3+
2─
2+
2─
+
2Fe + SO3 + H2O  2Fe + SO4 + 2H
Al2(CO3)3
Al2(CO3)3 + 12H2O  2Al(H2O)63+ + 3CO32─
2Al(H2O)63+ + CO32─  2Al(H2O)52+ + H2O + CO2
In zuiver water is H2O de enig mogelijke oxidator.
ΔV0 = -0,83-(-0,44) = - 0,39 V: geen reactie
In geval 2:
O2 + 2 H2O + 4 eFe
O2(g) + 2 H2O(l) + 2 Fe(s)
 4 OH(x 1)
 Fe2+ + 2 e(x 2)
2+
 2 Fe (aq) + 4 OH (aq)  2 Fe(OH)2(s)
ΔV0 = 0,82-(-0,44) = 1,26 V: aflopende reactie
In geval 3:
O2 + 4 H+ + 4 eFe
O2(g) + 4 H+(aq) + 2 Fe(s)
c
d
 2 H2O
(x 1)
2+
 Fe + 2 e
(x 2)
 2 H2O(l) + 2 Fe2+(aq)
ΔV0 = 1,23-(-0,44) = 1,67 V: aflopende reactie
Geval 2: ΔV0 = 0,82-0,77 = 0,05 V. Er stelt zich een evenwicht in.
Geval 3: ΔV0 = 1,23-0,77 = 0,46 V. Nu is er sprake van een aflopende reactie.
O2 + 4 H+ + 4 eFe2+
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 Fe2+(aq)
 2 H2O
(x 1)
3+
 Fe + e
(x 4)
 2 H2O(l) + 4 Fe3+(aq)