hoofdstuk9 - ScheikundeAmadeusLyceum

Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
■■
9 Reacties en stroom
■■
9.1 Redoxreacties
1
Ag kan Ag+ worden door één elektron af te
staan:
reductor: Ag  Ag+ + e–
Vragen bij de proef
1 Het gas is brandbaar en geeft bij aansteken
een kenmerkend blafje: waterstof.
2 Magnesium, zink en ijzer reageren met
zoutzuur.
Cu2+ kan twee elektronen opnemen:
oxidator: Cu2+ + 2e–  Cu
2 a Ga op herhaling in hoofdstuk 1 als je dit niet
meer weet. Gebruik tabel 99 (Binas).
Na kan Na+ worden door één elektron af te
staan:
reductor: Na  Na+ + e–
Fe2+ kan Fe of Fe3+ worden door respectievelijk
twee elektronen op te nemen of één elektron af
te staan:
oxidator: Fe2+ + 2 e–  Fe
reductor: Fe2+  Fe3+ + e–
Al3+ kan Al worden door drie elektronen op te
nemen:
oxidator: Al3+ + 3 e–  Al
b Gebruik tabel 99 (Binas).
I2 is opgebouwd uit twee atomen I die elk één
elektron kunnen opnemen. I2 kan I– worden door
twee elektronen op te nemen:
oxidator: I2 + 2 e–  2 I–
Zink heeft atoomnummer 30. Er zijn dus 30
protonen in de kern. Het zinkion heeft een
lading 2+, dus tegenover 30 protonen staan 28
elektronen.
Cl2 is opgebouwd uit twee Cl atomen die elk één
elektron kunnen opnemen. Cl2 kan Cl– worden
door twee elektronen op te nemen:
oxidator: Cl2 + 2 e–  2 Cl–
3 a Lees nog eens na hoe de reactie tussen
magnesium en verdund zoutzuur in bron 1 wordt
weergegeven.
Fe(s) + 2 H+(aq)  Fe2+(aq) + H2(g)
Br– kan Br worden door één elektron af te staan.
Omdat Br2 ontstaat, moeten twee Br– ionen 2e–
afstaan:
reductor: 2 Br–  Br2 + 2 e–
b Wat is een oxidator en wat is een reductor?
H+ neemt bij de reactie elektronen op en is dus
de oxidator.
Het ijzeratoom staat elektronen af en is dus de
reductor.
S2– kan S worden door twee elektronen af te
staan:
reductor: S2–  S + 2e–
4 a Is de stof lood oplosbaar in wijn?
Lood is niet oplosbaar in water. In wijn komen
dus loodionen voor. Het gaat dus om het
element lood.
6 a Het chemisch taalgebruik is soms slordig. Welke
deeltjes kun je bedoelen als je het over lood
hebt?
Met lood kun je het metaal, dus Pb, bedoelen of
de ionen Pb2+ . Pb is reductor; Pb2+ oxidator.
b Welk deeltje veroorzaakt de zure
eigenschappen van wijn? Kijk ook nog eens
naar de reacties in bron 1 en opdracht 3.
b Je kunt het beste spreken van loodatomen of
het metaal lood als je bedoelt dat 'lood' een
reductor is.
In zure wijn moet H+(aq) aanwezig zijn.
Pb(s) + 2 H+(aq)  Pb2+(aq) + H2(g)
7
5
20
Neemt een oxidator elektronen op of staat een
oxidator elektronen af? Staan deze elektronen
in de halfreactie dan voor of achter de pijl?
H+ kan H worden door één elektron op te
nemen. Omdat H2 ontstaat, moeten 2 H+ ionen 2
e– opnemen:
oxidator: 2 H+ + 2 e–  H2
© Noordhoff Uitgevers
Ga na welk deeltje reductor is en welk deeltje
oxidator. Let vervolgens weer op de definities.
Zie ook opdracht 5 en 6.
Lood kan alleen maar reductor zijn:
Pb  Pb2+ + 2e–
Dan is H+ de oxidator: 2 H+ + 2 e–  H2
20
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
8
Dan zouden bij een reactie elektronen vrijkomen
of opgenomen worden. De oplossing of het
reactievat krijgt dan een lading. Dat gebeurt
nooit.
Bovendien zorg je ervoor dat in beide
halfreacties evenveel elektronen voorkomen. Bij
het optellen van beide halfreacties verdwijnen
de elektronen uit de reactievergelijking.
9
b
c
Ga na welk deeltje oxidator is en welk deeltje
reductor. Voer dan de drie stappen uit die in
bron 3 staan beschreven.
d
e
a Zie de proef van opdracht 1
f
Mg(s)
2 H+ + 2 e–
 Mg2+ + 2 e–
 H2(g)
Mg(s) + 2 H+(aq)  Mg2+(aq) + H2(g)
b Cr(s)
2 H+ + 2 e–
2 Cr(s)
6 H+ + 6 e–
 Cr3+ + 3 e–
 H2(g)
g
x2
x3
 2 Cr3+ + 6 e–
 3 H2(g)
2 Cr(s) + 6 H+(aq)  2 Cr3+(aq) + 3 H2(g)
c Je begint met Cl2, Na+ en Br –.
Je eindigt met Br2, Na+en Cl –.
Welk deeltje is reductor, welk deeltje is
oxidator?
Cl2 neemt blijkbaar elektronen op. Br– staat
blijkbaar elektronen af.
Cl2 + 2e–
 2 Cl–
2 Br–
 Br2 + 2e–
Cl2(aq) + 2 Br–(aq)  2 Cl–(aq) + Br2(aq)
10 a Welke oplossing heb je bij de proef van
opdracht 1 gebruikt?
Een oplossing die H+(aq) bevat, bijvoorbeeld
zoutzuur, reageert met zink. Er treedt een
redoxreactie op.
13 a Een oxidator en een reductor kunnen niet met
elkaar reageren als zij zwakker zijn dan de
oxidator en de reductor die ontstaan.
b In dit geval is de omgekeerde reactie wel
mogelijk. Er reageert dan een sterkere reductor
met een sterkere oxidator en er ontstaan een
zwakkere oxidator en een zwakkere reductor.
14
Vragen bij de proef
Bij de eerste proef ontstaat op de korrel zink
een grijs materiaal.
Bij de tweede proef is niets te zien.
1 halfreactie reductor: Zn  Zn2+ + 2 e–
halfreactie oxidator: Pb2+ + 2 e–  Pb
redoxreactie:
Pb2+(aq) + Zn(s)  Pb(s) + Zn2+(aq)
2 Zink is de sterkste reductor.
a Bij de proeven zijn er twee reductoren
aanwezig: zink en lood. En twee oxidatoren:
Zn2+ en Pb2+.
b Let op welke proef wel verloopt en welke niet.
Zie ook bron 5.
b Wat gebeurt er aan het oppervlak van een
zinkplaat als deze geëtst wordt?
De getekende lijnen zijn gleuven met inkt. Bij
het afvegen verwijder je alleen de inkt op het
oppervlak van de plaat. De inkt blijft in de
gleuven achter.
11
–
■■
9.2 Redoxreacties met metalen
12
Vragen bij de proef
a Cu2+(aq) zorgt voor de blauwe kleur van de
oplossing. Uit het lichter worden of het
verdwijnen van de blauwe kleur kun je de
conclusie trekken, dat Cu2+(aq) ionen uit de
oplossing zijn verdwenen. Er moeten dan
© Noordhoff Uitgevers
andere positieve ionen terugkomen. Dat
moeten wel ijzerionen zijn.
Het ijzer staat elektronen af. Er ontstaan ijzerionen. IJzer is dus de reductor.
De koperionen nemen elektronen op en er
ontstaat koper. Cu2+(aq) is dus de oxidator.
halfreactie reductor: Fe  Fe2+ + 2 e–
halfreactie oxidator: Cu2+ + 2 e–  Cu
redoxreactie:
Cu2+(aq) + Fe(s)  Cu(s) + Fe2+(aq)
De oplossing blijft lichtgroen en wordt niet
blauw. Er ontstaan dus geen koperionen.
reductor: Cu kan elektronen afstaan.
oxidator: Fe2+ kan elektronen opnemen.
Blijkbaar is de reductor Cu niet in staat met de
oxidator Fe2+ te reageren. Bovendien:
Als er Fe en Cu2+ zou ontstaan, zou dat direct
weer reageren tot Fe2+ en Cu: zie het begin
van de proef.
Een redoxreactie kan dus niet omgekeerd
verlopen.
De eerste proef verloopt wel. Blijkbaar is zink
een sterkere reductor dan lood.
c Pb2+ is blijkbaar een sterkere oxidator dan Zn 2+.
15
Vragen bij de proef
Bij het beantwoorden van de vragen gaan wij er
vanuit dat je hebt gezien dat koper reageert met
een zilvernitraatoplossing.
1 halfreactie reductor: Cu  Cu2+ + 2 e– (x1)
halfreactie oxidator: Ag+ + e–  Ag
(x2)
redoxreactie:
2 Ag+(aq) + Cu(s)  2 Ag(s) + Cu2+(aq)
2 Koper is de sterkste reductor.
a Er zijn twee reductoren aanwezig: koper en
zilver. En twee oxidatoren: Ag+ en Cu2+.
b Let op welke proef wel verloopt en welke niet.
Zie ook bron 5.
21
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
b Bij die reacties zijn de metalen de reductor en
het H+ ion de oxidator. Zie ook de tabel in het
antwoord van opdracht 16.
Bij de proef reageert koper. Koper is blijkbaar
een sterkere reductor dan zilver.
c Bij de proef reageert Ag+. Ag+ is blijkbaar een
sterkere oxidator dan Cu2+.
16 a Zet de resultaten van de proeven van de
opdrachten 12 en 15 goed naast elkaar.
De onedele metalen staan onder de reductor
H2.
20 a goud, zilver en platina
b Wat betekent edel?
opdracht 12: ijzer is een sterkere reductor dan
koper.
opdracht 15: koper is een sterkere reductor dan
zilver.
Dus: Ag – Cu – Fe
b Let goed op welke proeven wel en welke niet
verlopen. Zie ook bron 5.
Fe reageert met H+. Er ontstaat H2. Fe is dus
een sterkere reductor dan H2.
Cu reageert niet met H+. Er ontstaat geen H2.
Cu is dus een zwakkere reductor dan H2.
Dus: Cu – H2 – Fe.
Edele metalen zullen niet of nauwelijks
reageren. Ze reageren niet met bijvoorbeeld
zoutzuur. De metaalatomen van de edele
metalen zijn dus zwakke reductoren.
21
Bij het opstellen van een redoxreactie ga je als
volgt te werk.
1 Inventariseer welke deeltjes aanwezig zijn.
2 Ga na welke deeltjes oxidator en/of reductor
zijn.
3 Ga na of de oxidator kan reageren met de
reductor.
4 Stel met behulp van halfreacties de reactie
vergelijking op.
c/d
a Aanwezige deeltjes: Au, H+ en Cl–
Aanwezige reductor: Au
Aanwezige oxidator: H+
Met behulp van de tabel kun je nagaan dat Au
een zwakke reductor is en niet zal reageren met
de oxidator H+.
17
Je moet nagaan of de reductor Ag met de
oxidator H+ kan reageren. Dat kan alleen als de
oxidator linksboven de reductor staat.
Uit de rangschikking in opdracht 16 kun je zien
dat oxidator H+ onder oxidator Ag+ staat. Dit
betekent dat oxidator H+ te zwak is om met
reductor Ag te reageren. Er zal dus geen reactie
optreden.
18
Ga na welke conclusie je kunt trekken over de
oxidator- en reductorsterkte als een metaal
reageert met een oplossing van een zuur.
Uit het feit dat Zn en Mg reageren met H+
concludeer je dat de oxidator H+ sterker is dan
de oxidatoren Zn2+ en Mg2+. Oxidator H+ zal dus
linksboven de reductoren Zn en Mg staan.
Je weet nu dat H+ de sterkste oxidator is. Maar
je kunt nog niet de oxidatorsterkte van Zn2+ en
Mg2+ vergelijken. Daarvoor moet je nog een
proef doen. Je kunt zink en een oplossing van
een magnesiumzout of magnesium en een
oplossing van een zinkzout bij elkaar voegen en
kijken of een reactie optreedt.
22
19 a Let op de tabel in bron 6.
De sterkste reductor staat rechts onderaan.
De sterkste oxidator staat links bovenaan.
De oxidator Zn2+ kan reageren met alle
reductoren die sterker zijn dan de reductor Zn.
Dat zijn reductoren die in de tabel onder de
reductor Zn staan.
© Noordhoff Uitgevers
b Aanwezige deeltjes: Mg, Ba2+ en NO3–
Aanwezige reductor: Mg
Aanwezige oxidator: Ba2+
Met behulp van de tabel kun je nagaan dat de
oxidator Ba2+ niet sterk genoeg is om met de
reductor Mg te reageren.
c Aanwezige deeltjes: Pb, Cu2+ en SO42–
Aanwezige reductor: Pb
Aanwezige oxidator: Cu2+
Met behulp van de tabel kun je nagaan dat de
reductor Pb en de oxidator Cu2+ sterk genoeg
zijn om met elkaar te reageren.
De vergelijking wordt dan:
Pb(s)
 Pb2+ + 2 e–
2+
–
Cu + 2 e
 Cu(s)
Pb(s) + Cu2+(aq)  Pb2+(aq) + Cu(s)
Loodionen geven een neerslag met
sulfaationen. De volledige reactievergelijking
wordt dus:
Pb(s) + Cu2+(aq) + SO42–(aq)  PbSO4(s) +
Cu(s)
d Aanwezige deeltjes: Fe, Ag+ en NO3–
Aanwezige reductor: Fe
Aanwezige oxidator: Ag+
Met behulp van de tabel kun je nagaan dat de
reductor Fe en de oxidator Ag+ sterk genoeg zijn
om met elkaar te reageren.
De vergelijking wordt:
Fe
 Fe2+ + 2 e–
x1
+
–
Ag + e
 Ag
x2
22
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
Fe(s)
2 Ag+ + 2 e–
 Fe2+ + 2 e–
 2 Ag(s)
bekend. Welk deeltje is dan de oxidator?
De beste reductor is aluminium. Aluminium is
veel onedeler dan zilver. Als zilver zwart wordt,
ontstaan zilverzouten. Het Ag+ is in dit geval de
oxidator. Dit Ag+ reageert dan met de reductor
aluminium.
Fe(s) + 2 Ag+(aq)  Fe2+(aq) + 2 Ag(s)
Tot slot moet je kijken of een reactie optreedt
tussen de ionen die niet meedoen aan de
redoxreactie en het ontstane deeltje.
IJzerionen geven geen neerslag met
nitraationen.
22
–
■■
9.3 Redoxreacties met niet-metalen
26
Neemt een oxidator elektronen op of staat een
oxidator elektronen af? Moeten deze elektronen
in de halfreactie dan voor of achter de pijl
staan?
23 a Goud is een edel metaal. Kijk waar in de tabel
de edele metalen staan.
De oxidator zuurstof moet hoger staan dan de
reductor ijzer en lager staan dan de reductor
goud.
b De oxidator is gegeven. Fe is dus de reductor.
Voor alle halogeenmoleculen geldt:
X2 + 2 e–  2 X–
Dus bijvoorbeeld: Br2 + 2 e–  2 Br–
27
Ga na of halogenide-ionen elektronen kunnen
opnemen of afstaan.
oxidator: O2(g) + 2 H2O(l) + 4e–  4 OH–
x
1
reductor: Fe(s)
 Fe2+ + 2e– x
2
O2(g) + 2 H2O(l) + 2 Fe(s)2 Fe2+(aq) + 4 OH–
(aq)
De ijzer(II)ionen en de hydroxide-ionen vormen
samen een neerslag.
2 Fe2+(aq) + 4 OH–(aq)  2 Fe(OH)2(s)
De vergelijking van de redoxreactie wordt dus:
O2(g) + 2 H2O(l) + 2 Fe(s)  2 Fe(OH)2(s)
Halogenide-ionen kunnen elektronen afstaan en
zijn dus reductoren.
Bijvoorbeeld: 2 I–  I2 + 2e–
28 a Tussen welke twee soorten deeltjes kan een
redoxreactie plaatsvinden?
Een oxidator kan alleen reageren met een
reductor. Als je twee reductoren bij elkaar voegt,
kan geen reactie plaatsvinden.
b Let op de antwoorden van opdracht 26 en 27.
24
Ga na welke deeltjes aanwezig zijn en welke
deeltjes elektronen kunnen opnemen
respectievelijk afstaan. Schrijf de bijbehorende
halfreacties op.
a Zn
Ni2+ + 2 e–
 Zn2+ + 2 e–
 Ni
Dan is er wel sprake van een oxidator en een
reductor.
29
Kunnen deze positieve ionen oxidator of
reductor zijn?
Zowel Na+ als K+ zijn zeer zwakke oxidatoren en
zullen in de praktijk geen elektronen opnemen.
Zn(s) + Ni2+(aq)  Zn2+(aq) + Ni(s)
b Ni
2 H+ + 2 e–
 Ni2+ + 2 e–
 H2
30
Cl2
Cl–
Br–
I–
Ni(s) + 2 H+(aq)  Ni2+(aq) + H2(g)
c Welke conclusie kun je trekken over de
reductorsterkte als een redoxreactie verloopt?
Uit proef 1 kun je afleiden dat Ni2+ een sterkere
oxidator is dan Zn2+. Uit proef 2 kun je afleiden
dat Ni2+ een zwakkere oxidator is dan H+. De
oxidator Ni2+ staat dus boven de oxidator Zn2+
en onder de oxidator H+.
Omdat in de tabel ook de oxidatoren Pb2+ en
Fe2+ staan, zul je ook nog moeten onderzoeken
of de oxidator Ni2+ boven de oxidatoren Pb2+ en
Fe2+ staat. Dit kun je doen door nikkel toe te
voegen aan een lood- en ijzernitraatoplossing of
lood en
ijzer aan een nikkelnitraatoplossing.
25
Kijk goed in de tabel welke reductor het sterkst
is, aluminium of zilver. De reductor is dan
© Noordhoff Uitgevers
...
...
Br2
...
I2
....
....
...
a Ga na welke reactie eventueel kan plaatsvinden.
De reactie die dan plaatsvindt, kunnen we als
volgt weergeven:
Cl2(aq) + 2 Cl–(aq)  2 Cl–(aq) + Cl2(aq)
Aangezien geen stoffen verdwijnen of ontstaan,
zal geen reactie plaatsvinden.
b Nee, want er vindt geen reactie plaats.
c Om dezelfde reden geldt dit ook voor deze twee
combinaties.
d Om de bij a genoemde reden vervallen drie van
de negen combinaties. Je moet dus zes
proeven uit voeren.
e Zie het schema.
31
Vragen bij de proef
23
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
1 Je hebt gezien dat chloorwater reageert met
een kaliumbromide- en met een kaliumjodideoplossing. Broomwater reageert met een
kaliumjodide-oplossing.
De vergelijkingen van de reacties die hierbij
horen, kunnen als volgt worden weergegeven.
Cl2 + 2 e–
 2 Cl–
2 Br–
 Br2 + 2 e–
De andere twee reacties lijken hier op:
Cl2 + 2 e–
 2 Cl–
–
2I
 I2 + 2 e –
 2 Br–
 I2 + 2 e –
Cl2(aq)+ 2 Br–(aq)  2 Cl–(aq) + Br2(aq)
c Aanwezig: Ni2+(aq), NO3–(aq), H+(aq), Cl–(aq)
Sterkste oxidator: H+
Sterkste reductor: Cl–
De oxidator staat lager in tabel 48 dan de
reductor. Er is dus geen redoxreactie mogelijk.
34
–
35
Je moet dan chloor laten reageren met één van
de reductoren uit de tabel.
Door na te gaan of oxidator Cl2 reageert met
bijvoorbeeld Zn. Als een reactie plaatsvindt, kun
je dat als volgt in een reactievergelijking
weergeven.
Zn(s)
 Zn2+ + 2 e–
–
Cl2 + 2 e
 2 Cl–
b De volgorde in het periodiek systeem is F, Cl, Br
en I. Om deze reden verwacht je dat F2 de
sterkste oxidator zal zijn.
Welke stof in zwembadwater is een sterke
oxidator? Zie ook de proeven van opdracht 31.
Zn(s) + Cl2(aq)  Zn2+(aq) + 2 Cl–(aq)
Als deze reactie verloopt, kun je de conclusie
trekken dat de oxidator Cl2 sterker is dan de
oxidator Zn2+. Cl2 staat dan dus boven Zn2+.
Als de reactie niet verloopt, dan volgt daaruit de
omgekeerde conclusie.
Door meer van dit soort reacties uit te voeren,
kun je precies de plaats van chloor als oxidator
in de tabel bepalen.
De oxidator is chloor, Cl2.
De reductor is I–.
Er ontstaat jood, I2, dat een roodbruine kleur
veroorzaakt.
33
24
Bij het opstellen van een redoxreactie ga je als
volgt te werk.
1 Inventariseer welke deeltjes aanwezig zijn.
2 Ga na welke deeltjes oxidator en/of reductor
zijn. Hierbij kan tabel 48 handig zijn.
3 Ga na of de oxidator kan reageren met de
reductor. Gebruik daarvoor tabel 48.
4 Stel met behulp van halfreacties de reactie
vergelijking op.
a Aanwezige deeltjes: Fe, Ag+ en NO3–
Sterkste reductor: Fe
Sterkste oxidator: Ag+
Met behulp van de tabel kun je nagaan dat de
reductor Fe en de oxidator Ag+ sterk genoeg zijn
om met elkaar te reageren.
De halfreacties zijn:
Fe(s)
 Fe2+ + 2 e–
x1
© Noordhoff Uitgevers
 Fe2+ + 2 e–
 2 Ag(s)
Aanwezige deeltjes: Cl2, H2O, K+, Br–
Sterkste oxidator: Cl2
Sterkste reductor: Br–
Cl2 staat in tabel 48 hoger dan Br–. Ze kunnen
dus met elkaar reageren.
oxidator: Cl2 + 2 e–  2 Cl–
reductor: 2 Br–
 Br2 + 2 e–
a De volgorde komt overeen met die in groep 17
van het periodiek systeem.
32
Fe(s)
2 Ag+ + 2 e–
x2
b Zie ook de proef van opdracht 31.
Cl2(aq) + 2 I–(aq)  2 Cl–(aq)+ I2(aq)
I2(aq) + 2 Br–(aq)  2 Br–(aq) + I2(aq)
2 Als een reactie verloopt, staat voor de pijl de
sterkste oxidator. Oxidator Cl2 is dus sterker
dan de oxidatoren Br2 en I2. Oxidator Br2 is
sterker dan oxidator I2.
Gerangschikt naar toenemende
oxidatorsterkte krijgen we: I2 – Br2 – Cl2.
3 Uit de reacties die plaatsvinden, kun je
afleiden dat de volgorde voor de reductoren
precies
omgekeerd is. Gerangschikt naar
toenemende reductorsterkte krijg je dan: Cl– –
Br– – I–.
 Ag(s)
Fe(s) + 2 Ag+(aq)  Fe2+(aq) + 2 Ag(s)
Tot slot moet je kijken of een reactie optreedt
tussen de ionen die niet meedoen aan de
redoxreactie en het ontstane deeltje.
IJzerionen geven geen neerslag met
nitraationen.
Cl2(aq) + 2 Br–(aq)  2 Cl–(aq) + Br2(aq)
Br2 + 2 e–
2 I–
Ag+ + e–
36
Bij het opstellen van een redoxreactie ga je als
volgt te werk.
1 Inventariseer welke deeltjes aanwezig zijn.
2 Ga na welke deeltjes oxidator en/of reductor
zijn. Hierbij kan tabel 48 handig zijn.
3 Ga na of de oxidator kan reageren met de
reductor. Gebruik daarvoor tabel 48.
4 Stel met behulp van halfreacties de reactie
vergelijking op.
a Aanwezige deeltjes: Na+, I–, Zn2+, Cl–
Sterkste oxidator: Zn2+
Sterkste reductor: I–
De oxidator staat in tabel 48 lager dan de
reductor. Er zal geen reactie plaatsvinden.
24
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
b Aanwezige deeltjes: I2, Na+, Cl–
Sterkste oxidator: I2
Sterkste reductor: Cl–
De oxidator staat in tabel 48 lager dan de
reductor. Er zal geen reactie plaatsvinden.
37
De koperelektrode moet elektronen leveren aan
de Cu2+ ionen. Dat kan ook gedaan worden
door een koolstofstaafje.
c Je moet wel controleren of zink dan nog steeds
de beste reductor is. Anders neemt ijzer die rol
over.
Is chloor oxidator of reductor?
De oxidator is chloor, Cl2.
Als uit Fe2+ ionen Fe3+ ontstaat, is Fe2+ reductor.
De redoxreactie die zal plaatsvinden, kan dan
als volgt met behulp van halfreacties worden
weergegeven.
Cl2 + 2 e–
Fe2+
 2 Cl–
 Fe3+ + e–
Cl2 + 2 e–
2 Fe2+
 2 Cl–
 2 Fe3+ + 2 e–
x1
x2
Cl2(aq) + 2 Fe2+(aq)  2 Cl–(aq) + 2 Fe3+(aq)
38
–
■■
9.4 Batterijen
39 a Er gaat stroom lopen als de zoutbrug in beide
oplossingen wordt geplaatst.
b Er is een gesloten stroomkring: je kunt van
elektrode 1 via de ampèremeter naar elektrode
2 en dan via de zoutbrug weer terug naar
elektrode 1.
Ja. Volgens tabel 48 is zink een sterkere
reductor dan ijzer. De reacties in de cel
veranderen niet als je de elektrode van koper
vervangt door een ijzerstaafje.
d Wanneer stopt een chemische reactie?
De cel is uitgeput als de reductor of de oxidator
(Zn of Cu2+) verbruikt is.
42 a Ga eerst na welk deeltje reductor is en welk
deeltje oxidator is. Gebruik tabel 48.
Er is Ni, Ag+ en NO3–. Ni is de beste reductor en
Ag+ is de beste oxidator.
reductor: Ni  Ni2+ + 2e–
oxidator: Ag+ + e–  Ag
b Reageert deze elektrode mee?
De elektrode hoeft alleen maar elektronen te
leveren aan de zilverionen. De elektrode mag
dus van koolstof zijn of van een metaal. Het
metaal mag niet onedeler zijn dan nikkel.
c Reageert deze elektrode mee?
40 a
De reductor is nikkel. Je moet deze elektrode
dus van nikkel maken.
d Ga na welk deeltje reductor is. Daar komen
elektronen vrij en de elektrode wordt dus
negatief.
b In tabel 48 kun je de sterkte van reductoren
opzoeken. Van welk materiaal zijn de elektroden
gemaakt? Welke deeltjes zijn in de oplossingen
aanwezig?
Volgens tabel 48 is Zn een sterkere reductor
dan Cu. De reductor is dus Zn. De sterkste
oxidator is Cu2+.
c De oxidator Cu2+ staat in tabel 48 hoger dan de
reductor Zn. De oxidator Cu2+ is dus sterker dan
de oxidator Zn2+.
d reductor: Zn  Zn2+ + 2e–
oxidator: Cu2+ + 2e–  Cu
41 a Zie opdracht 40.
In de Daniell-cel reageert de elektrode van Zn
mee. De elektrode van Cu reageert niet.
b Welke functie heeft de koperelektrode?
© Noordhoff Uitgevers
De reductor is nikkel. Uit Ni ontstaat Ni2+. De
elektronen blijven in de elektrode achter. De Ni2+
ionen komen in de oplossing terecht. Hierdoor
wordt de elektrode negatief geladen. De
nikkelelektrode is dus negatief, de andere
elektrode is positief.
43 a Je hebt geleerd dat er twee soorten stoffen zijn
die de stroom kunnen geleiden. Welke deeltjes
zijn daarbij verantwoordelijk voor de
stroomgeleiding?
Metalen kunnen stroom geleiden door middel
van de vrije elektronen. De draden, elektroden
en de ampèremeter bevatten metalen.
In de zoutbrug en in de oplossingen zit een
zout. In een zoutoplossing zorgen de positieve
en negatieve ionen voor stroomgeleiding.
25
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
b
46 a Bij het opstellen van een redoxreactie ga je als
volgt te werk.
1 Inventariseer welke deeltjes aanwezig zijn.
2 Ga na welke deeltjes oxidator en/of reductor
zijn. Hierbij kan tabel 48 handig zijn.
3 Ga na of de oxidator kan reageren met de
reductor. Gebruik daarvoor tabel 48.
4 Stel met behulp van halfreacties de reactie
vergelijking op.
44 a Ga na welke ionen in dit bekerglas verdwijnen of
ontstaan.
De halfreactie is Cu2+ + 2e–  Cu.
Er verdwijnen dus koperionen. Het bekerglas
dreigt een tekort aan positieve lading te krijgen:
het zou negatief worden.
Er zijn aanwezig: Fe, Ag+, NO3–
Sterkste reductor: Fe
Sterkste oxidator: Ag+
Dus: Fe  Fe2+ + 2e– en Ag+ + e–  Ag
b/c
b Ga na welke ionen in dit bekerglas verdwijnen of
ontstaan.
De halfreactie is Zn  Zn2+ + 2e–.
Er komen dus zinkionen met positieve ladingen
te voorschijn. De oplossing zou positief worden.
c De zoutbrug bevat een oplossing met positieve
en negatieve ionen. Wat gebeurt er als die in
contact komen met een positief of negatief
geladen oplossing?
In het bekerglas met kopersulfaat dreigt een
tekort aan positieve ionen. Er zullen positieve
ionen uit de zoutbrug in de oplossing met
kopersulfaat stromen.
In het bekerglas met zinknitraat dreigt een
overschot aan positieve ionen. Er zullen
negatieve ionen in de oplossing met zinknitraat
stromen.
Zo blijven beide oplossingen en de zoutbrug
elektrisch neutraal.
45 a Ga na welke ionen in de zinksulfaatoplossing
ontstaan en welke ionen in de kopersulfaatoplossing verdwijnen.
In de kopersulfaatoplossing verdwijnen
koperionen door de halfreactie Cu2+ + 2e– 
Cu.
Om het overschot aan sulfaationen op te heffen
zijn er twee mogelijkheden:
– er gaan sulfaationen weg, via het membraan
naar de zinkelektrode of
– er komen zinkionen van de zinkoplossing,
door het membraan, naar de kopersulfaatoplossing.
26
b In de zinksulfaatoplossing komen extra zinkionen vanwege de reactie Zn  Zn2+ + 2e–.
Deze positieve ionen krijgen "gezelschap" van
negatieve sulfaationen, die door het membraan
gaan. Die sulfaationen gaan dus van de
kopersulfaatoplossing naar de zinksulfaatoplossing. De ontstane zinkionen kunnen ook
via het membraan naar de andere kant gaan.
© Noordhoff Uitgevers
47 a Om een elektrochemische cel te bouwen heb je
twee elektroden, een oplossing met ionen,
snoertjes en een lampje of ampèremeter nodig.
b In een citroen zit zuur sap. Daar zitten in ieder
geval H+ ionen in.
c Vergelijk de citroencel met de Daniell-cel. Wat
zijn de overeenkomsten?
Bij de citroencel gaat het zinkstaafje als reductor
optreden. Dat wordt dus de minpool. De
elektronen lopen door de draden naar de
pluspool, de koperstrip. In de citroen zullen de
H+ ionen van de zinkstaaf naar de koperstrip
bewegen.
48 a Om een cel te laten werken heb je een oxidator
en een reductor nodig. Aan welke
voorwaarde(n) moeten deze voldoen?
Cl– en I– zijn reductoren en kunnen dus alleen
met een oxidator reageren. In het andere
bekerglas is (behalve de reductor Br–) Br2 als
oxidator aanwezig. Br2 kan volgens tabel 48 wel
met I– reageren maar niet met Cl–. De leerling
moet dus kaliumjodide oplossen in water.
b Zoek uit welk deeltje als reductor optreedt. Waar
reageert de reductor?
De elektronen gaan van de reductor via de
draad naar de oxidator. Hier gaan ze dus van B
naar A.
c Wanneer stopt een chemische reactie? Waarop
duidt de bruine kleur?
Uit de bruine kleur kun je afleiden dat er nog
Br2(aq) aanwezig is. Dus moet de reductor op
zijn.
26
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
b
49
–
■■
9.5 Elektrolyse
50
We hebben de waarnemingen en de conclusies
daaruit in de volgende tabel samengevat.
elektrode
a(+)
a(–)
b(+)
zwembad
b(–)
c(+)
zwembad
c(–)
waarnemingen
bruin gekleurde vloeistof
rood-bruine vaste stof
belletjes en een geur van het
c Bij een elektrolyse-opstelling is een
spanningsbron nodig.
Bij een elektrochemische cel is de minpool de
elektrode waar de reductor reageert.
Bij elektrolyse is de minpool de elektrode die
aan de minpool van de spanningsbron
verbonden is. Hier reageert de oxidator.
grijze vaste stof
belletjes en een geur van het
kleurloze belletjes
51 a De bruin gekleurde vloeistof moet een oplossing
zijn van broom: Br2(aq). De rood-bruine vaste
stof moet koper, Cu(s) zijn.
54 a Denk eraan dat de positieve elektrode negatieve
deeltjes aantrekt. Hier reageert de reductor.
De jodide-ionen zullen reageren aan de
positieve elektrode: 2I–  I2 + 2e–
b Let goed op de waarnemingen.
b De negatieve elektrode zal positieve deeltjes
aantrekken. Hier reageert de oxidator.
Aan de positieve elektrode ontstaat broom:
2 Br–(aq)  Br2(aq) + 2e–
c Aan de negatieve elektrode ontstaat koper:
Cu2+(aq) + 2e–  Cu(s)
d Wat is kenmerkend voor een redoxreactie?
Dit is een redoxreactie: er is een reductor (Br–)
en een oxidator (Cu2+) en er vindt een reactie
plaats.
Cu2+
e In tabel 48 staat de oxidator
lager dan de
oxidator Br2. Bij spontane redoxreacties kan de
oxidator rechts van de pijl niet sterker zijn dan
de oxidator links van de pijl. Deze reactie kan
dus niet spontaan verlopen.
52
Een elektrochemische cel levert stroom. Bij
elektrolyse wordt stroom verbruikt, er is een
stroombron nodig.
In een elektrochemische cel verloopt een
spontane redoxreactie. Bij elektrolyse verloopt
een gedwongen redoxreactie.
53 a
De nikkelionen zullen reageren aan de
negatieve elektrode: Ni2+ + 2e–  Ni
55
De waarnemingen zijn:
positieve elektrode: belletjes, de kleur van de
oplossing gaat van geel naar rood
negatieve elektrode: belletjes, de kleur van de
oplossing gaat van geel naar blauw.
56 a Bij de positieve elektrode zijn aanwezig: SO42–
en H2O.
b Bij de negatieve elektrode zijn aanwezig: K+ en
H2O.
c Gebruik tabel 48 (Binas). Let erop dat je in de
juiste kolom kijkt. Waar staat de sterkste
reductor.
De sterkste reductor bij de positieve elektrode is
H2O.
d De sterkste oxidator bij de negatieve elektrode
is H2O.
e + elektrode: 2 H2O  O2(g) + 4H+ + 4e–
– elektrode: 2 H2O + 2e–  H2(g) + 2OH–
f Aan de positieve elektrode ontstaan belletjes:
zuurstof. Er ontstaan ook H+ ionen: de oplossing
wordt zuur en de indicator wordt rood.
Aan de negatieve elektrode ontstaan ook
belletjes: waterstof. Er ontstaan ook OH– ionen:
de oplossing wordt basisch en de indicator
wordt blauw.
57 a Bij de + elektrode: H2O en Cl–
Bij de – elektrode: H2O en Zn2+
De sterkste reductor: Cl– (uitzondering!)
De sterkste oxidator: Zn2+
© Noordhoff Uitgevers
27
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
2 Cl–  Cl2(g) + 2 e–
Zn2+ + 2 e–  Zn(s)
b Bij de + elektrode: H2O en Cl–
Bij de – elektrode: H2O en Na+
De sterkste reductor: Cl– (uitzondering!)
De sterkste oxidator: H2O
2 Cl–  Cl2(g) + 2 e–
2 H2O + 2e–  H2(g) + 2OH–
b Je ziet dat bij de positieve elektrode koper
verdwijnt. Deze koperstaaf wordt dus lichter. Bij
de negatieve elektrode ontstaat zink. Deze
elektrode wordt zwaarder.
61
a Er is H2O, Ag+, Cu2+ en NO3– aanwezig. De
sterkste oxidator is Ag+.
Aan de negatieve elektrode zal dus eerst zilver
ontstaan.
c Bij beide proeven moet Cl2(g) ontstaan bij de
positieve elektrode: belletjes en een
zwembadgeur.
Bij de NaCl-oplossing ontstaat ook aan de
negatieve elektrode een gas. In de andere
oplossing ontstaat een grijs materiaal aan de
negatieve elektrode.
58
Werk volgens de aanpak van bron 24. Ga na
welk deeltje de sterkste reductor is en welk
deeltje de sterkste oxidator is. Gebruik tabel 48.
b Als de zilverionen uit de oplossing zijn
verdwenen, zal Cu2+ reageren en er zal koper
ontstaan.
62 a Maak weer een inventarisatie en ga na welke
deeltje de sterkste oxidator en welk deeltje de
sterkste reductor is.
a Bij de positieve elektrode zijn aanwezig: Br– en
H2O.
De sterkste reductor is volgens tabel 48 Br–. Er
zal Br2 ontstaan bij de + elektrode.
Bij de minpool is Sn2+ en H2O aanwezig. Het
Sn2+ zal reageren bij de – elektrode. Het is de
sterkste oxidator. Er ontstaat Sn(s).
Er is H+, SO42– en H2O aanwezig.
De sterkste oxidator is water. De sterkste
reductor is ook water.
+ elektrode: 2 H2O  O2(g) + 4H+ + 4e–
1)
– elektrode: 2 H2O + 2e–  H2(g) + 2 OH–
2)
b In de oplossing zijn aanwezig: H+, Cl– en H2O.
Bij de pluspool zijn Cl– en H2O aanwezig. De
sterkste reductor is volgens tabel 48 H2O, maar
bij wijze van uitzondering reageert Cl– aan de +
elektrode. Er ontstaat Cl2(g).
Bij de minpool is H+ en H2O aanwezig.
De sterkste oxidator is H+. Er ontstaat H2(g) bij
de negatieve elektrode.
b Tel beide halfreacties bij elkaar op. Aan de
rechterkant komt H+ en OH– naast elkaar te
staan. Wat gebeurt er met deze deeltjes?
28
De waarnemingen zijn:
Minpool: belletjes.
Pluspool: de oplossing wordt blauw.
De sterkste oxidator is H2O. Er ontstaat H2(g) bij
de negatieve elektrode:
2 H2O + 2e–  H2(g) + 2OH–
Bij de positieve elektrode wordt de oplossing
blauw. Blijkbaar ontstaan er koperionen,
afkomstig van de positieve elektrode.
Cu(s) Cu2+ + 2e–
(x
c In welke volumeverhouding ontstaan beide
gassen?
Dit klopt met de waarnemingen in de derde klas:
waterstof en zuurstof ontstaan in de volumeverhouding 2 : 1.
d Zie de antwoorden bij a en b.
Dit is een redoxreactie: er is een reductor en er
is een oxidator en er vindt een reactie plaats.
63
Welke soort chroomdeeltjes zijn in de oplossing
aanwezig?
Chroomionen komen voor als Cr3+. De
halfreactie die moet plaatsvinden is: Cr3+ + 3e–
 Cr(s)
Deze halfreactie vindt plaats aan de negatieve
elektrode. Het ijzeren voorwerp moet dus de
negatieve elektrode zijn.
60 a Maak weer een inventarisatie en ga na welke
deeltje de sterkste oxidator en welk deeltje de
sterkste reductor is.
elektrode inventarisatie
halfreactie
+
H2O, Cu en SO42– Cu(s) Cu2+ + 2
e–
–
H2O, Cu en Zn2+ Zn2+ + 2 e– 
Zn(s)
© Noordhoff Uitgevers
(x
Als je beide vergelijkingen optelt krijg je:
6 H2O  O2(g) + 4H+ + 2 H2(g) + 4 OH–
H+ reageert met OH– tot H2O.
6 H2O  O2(g) + 2 H2(g) + 4 H2O
Na vereenvoudigen krijg je:
2 H2O  O2(g) + 2 H2(g)
c In de oplossing zijn aanwezig: Na+, F– en H2O.
Bij de minpool zijn Na+ en H2O aanwezig.
De sterkste oxidator is H2O. Er ontstaat H2(g) bij
de negatieve elektrode.
Bij de pluspool zijn F– en H2O aanwezig.
De sterkste reductor is H2O. Er ontstaat O2(g) bij
de positieve elektrode.
59
Maak weer een inventarisatie en ga na welke
deeltje de sterkste oxidator is.
64
–
28
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
hierbij dat de massa van een liter oplossing
1000 gram is.
■■
Technisch-instrumentele vaardigheden
Sulfiet in witte wijn
1 Ga na welk deeltje de oxidator is en welk
deeltje de reductor is.
oxidator: I2 + 2 e–  2 I–
reductor: SO32– + H2O SO42– + 2 H+ + 2 e–
Mosdoder
1 MnO4– en Fe2+ reageren met elkaar in de
molverhouding 1 : 5.
4 Pak de berekening aan volgens het
stappenplan. Reken het gegeven om in mol
en ga na wat gevraagd wordt.
Gegeven: MnO4– (aantal mL en de molariteit)
Gevraagd: massapercentage FeSO4.
Molverhouding: zie 1
Om het aantal mmol MnO4– uit te rekenen
moet je het aantal mL vermenigvuldigen met
de molariteit van de oplossing. De getallen
zijn slechts als voorbeeld bedoeld!
aantal mL
aantal mmol
1,00
0,0200
I2(aq)+ SO32–(aq) + H2O(l)  2 I–(aq) + SO42–
(aq)
+ 2 H+(aq)
2 sulfiet : jood = 1 : 1
4 Bereken het aantal millimol jood dat nodig
was. Stel dat je a mL jood nodig had en dat
de molariteit b mol L–1 is.
aantal mL jood
aantal millimol jood
10,00
...
a
axb
Dan weet je ook het aantal millimol sulfiet. Je
weet dan hoeveel millimol sulfiet aanwezig is
in 25,0 mL witte wijn.
5 Je kunt nu uitrekenen hoeveel millimol sulfiet
per liter aanwezig is: 40 x de uitkomst van
onderdeel 4. Daaruit is het aantal mg sulfiet te
berekenen: vermenigvuldigen met de molaire
massa van sulfiet.
Als je deze uitkomst weet, kun je het aantal
mmol Fe2+ uitrekenen, want het aantal mmol
MnO4– : aantal mmol Fe2+ = 1 : 5.
Je weet dan dat er 5 x 0,0200 x 10,00 mmol
FeSO4 aanwezig was. Dit is gelijk aan het
aantal mmol Fe2+.
Nu kun je uitrekenen hoeveel gram FeSO4 er
in de mosdoder zat.
aantal mol FeSO4
1,00 1,0 x 10–3
aantal gram FeSO4 151,9 ...
1,00
b
■■
Op weg naar het proefwerk
1 a Ga na wat een reductor en een oxidator is.
Daarna kun je het massapercentage FeSO4 in
de mosdoder uitrekenen.
Een reductor staat elektronen af, een oxidator
neemt elektronen op. Er worden dus elektronen
overgedragen.
Jood in jodiumtinctuur
1 Ga na welk deeltje de oxidator is en welk
deeltje de reductor is.
oxidator: I2 + 2 e–  2 I–
reductor: 2 S2O32–  S4O62– + 2 e–
I2(aq)+ 2 S2O32–(aq)  2 I–(aq) + S4O62–(aq)
4 Thio : jood = 2 : 1
5 Bereken het aantal millimol thio dat nodig
was.
Stel dat je 12,00 mL thio nodig had en dat de
molariteit 0,100 mol L–1 is. Deze getallen zijn
slechts als voorbeeld bedoeld!
b Kan de inhoud van een reageerbuis een lading
hebben?
Als je de halfreacties goed optelt, vallen de
elektronen tegen elkaar weg. Er kunnen geen
elektronen verdwijnen of ontstaan bij een
chemische reactie.
2 a De sterkste oxidator is F2(g). Deze staat
linksboven in tabel 48.
b De sterkste reductor staat rechts onderin: Li(s).
aantal mL thio
aantal millimol thio
1,00
0,100
12,00
...
Dan weet je ook hoeveel millimol jood
aanwezig was in de joodoplossing,
namelijk (12,00 x 0,100) : 2.
Je kunt nu de concentratie van het jood
uitrekenen in de verdunde tinctuur. Je moet
dan het aantal millimol jood delen door het
aantal mL oplossing.
Daarna kun je het aantal gram jood per liter
uitrekenen in de verdunde jodiumtinctuur.
6 Je weet nu hoeveel gram jood aanwezig was
per liter oorspronkelijke tinctuur. Je kunt dan
het percentage jood uitrekenen. Bedenk
© Noordhoff Uitgevers
c De oxidator waarmee je begint moet sterker zijn
dan de oxidator die ontstaat. In de tabel
betekent dit, dat de oxidator hoger moet staan
dan de reductor. Vuistregel: “linksboven
reageert met rechtsonder”.
3
–
4
–
5
Werk systematisch: inventariseren, sterkste
oxidator, sterkste reductor, staat de oxidator
hoger dan de reductor in tabel 48, halfreacties,
elektronen kloppend maken, optellen.
29
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
a inventariseren: Zn, H+, Cl–, H2O
sterkste oxidator: H+
sterkste reductor: Zn
De oxidator is sterk genoeg om met de reductor
te reageren:
oxidator: 2 H+ + 2 e–
 H2(g)
reductor: Zn(s)
 Zn2+ + 2 e–
vergelijking: 2 H+(aq) + Zn(s)  Zn2+(aq) + H2(g)
b inventariseren: Cl2, K+, I–, H2O
sterkste oxidator: Cl2
sterkste reductor: I–
De oxidator is sterk genoeg om met de reductor
te reageren:
oxidator: Cl2 + 2 e–
 2 Cl–
–
reductor: 2 I
 l2 + 2 e –
reactie: Cl2(g) + 2 I–(aq)  l2(aq) + 2 Cl–(aq)
6 a
oxidator: Ce3+ + 3 e–
 Ce(s)
reactie: Fe(s) + Ce3+(aq)  Fe3+(aq) + Ce(s)
b Welke conclusie kun je trekken uit de resultaten
van proef I? Welke oxidator is sterker, Ce3+ of
Fe3+?
Uit proef I volgt dat Ce3+ een sterkere oxidator is
dan Fe3+. En aangezien Fe3+ een sterkere
oxidator is dan Fe2+ (zie tabel 48 van Binas), is
Ce3+ ook een sterkere oxidator dan Fe2+.
c Ga in tabel 48 na wat de plaats van Co2+ is ten
opzichte van Fe2+ en Fe3+.
De oxidator Co2+ is sterker dan Fe2+ maar
zwakker dan Fe3+(zie Binas). Bij b heb je
afgeleid dat Ce3+ een sterkere oxidator is dan
Fe3+.
Gerangschikt naar toenemende oxidatorsterkte
is de volgorde: Fe2+, Co2+, Ce3+.
d oxidator: Co3+ + e–  Co2+
reductor: Ce3+
 Ce4+ + e–
Co3+(aq) + Ce3+(aq)  Co2+(aq) + Ce4+(aq)
b Ga na welke oxidatoren en reductoren aanwezig
zijn. De sterkste oxidator zal reageren met de
sterkste reductor.
Aanwezig zijn de oxidatoren Cu2+ en Fe2+ en de
reductoren Fe2+, Cu en Fe. De sterkste oxidator
is Cu2+ en de sterkste reductor is Fe. De
halfreacties die bij stroomlevering plaatsvinden,
kun je als volgt weergeven.
Cu2+ + 2 e–  Cu(s)
Fe(s)
 Fe2+ + 2 e–
c Is Fe oxidator of reductor?
Fe is de reductor, dus ijzeratomen staan
elektronen af. Bij stroomlevering zal er een
elektronenstroom zijn van de ijzerstaaf naar de
koperstaaf.
e Welke conclusie kun je uit proef II trekken over
de reductorsterkte van Ce3+ ten opzichte van
Co2+? Welke conclusie kun je uit proef III
trekken over de reductorsterkte van Ce3+ ten
opzichte van Fe2+?
Uit proef II volgt dat Ce3+ een sterkere reductor
is dan Co2+. Uit proef III volgt dat Ce3+ niet sterk
genoeg is om als reductor met Fe3+ te reageren.
Naar toenemende reductorsterkte is de
volgorde: Co2+, Ce3+, Fe2+.
f Gebruik het antwoord dat je bij c hebt gegeven.
Uit c kun je afleiden dat de rangschikking naar
toenemende reductorsterkte is Ce, Co, Fe. Dan
reageert Fe dus met Co2+ en dus zeker met
Co3+.
Gerangschikt naar afnemende oxidator- en
toenemende reductorsterkte krijg je nu de
volgende volgorde.
d Bedenk dat de ijzerstaaf een dubbele functie
heeft.
De ijzerstaaf heeft een dubbele functie: deze is
zowel geleider als reductor. Als deze staaf wordt
vervangen door een koolstofstaaf, is geen
reductor meer aanwezig en werkt de cel niet
meer.
De koperstaaf is uitsluitend geleider. Deze kan
worden vervangen door een koolstofstaaf.
30
7 a Uit ijzer ontstaat ijzer(III). Is ijzer dan reductor of
oxidator?
Uit cerium(III) ontstaat cerium. Is cerium dan
reductor of oxidator?
reductor: Fe(s)
© Noordhoff Uitgevers
 Fe3+ + 3 e–
30
Uit deze volgorde blijkt dat Co3+ als oxidator zo
sterk is dat Fe3+ uit Fe kan ontstaan. De
Pulsar – Chemie havo bovenbouw deel 2 Uitwerkingen Hoofdstuk 9
vergelijking van de reactie die plaatsvindt, kan
als volgt worden weergegeven.
Fe(s)
 Fe3+ + 3 e–
Co3+ + 3 e–
 Co(s)
Fe(s) + Co3+(aq)  Fe3+(aq) + Co(s)
8 a De halfreactie van magnesium als reductor kun
je uit de redoxreactie halen. Je houdt dan
vanzelf de halfreactie van de oxidator over.
De reductor is magnesium. Hieruit ontstaan
magnesiumionen. Als je deze deeltjes uit de
redoxreactie weghaalt, houd je vanzelf de
deeltjes over die in de andere halfreactie van de
oxidator hebben gestaan.
Mg(s)
 Mg2+ + 2 e–
–
2 CuCl(s) + 2 e  2 Cu(s) + 2 Cl–
Deze laatste halfreactie kan nog vereenvoudigd
worden: CuCl(s) + e–  Cu(s) + Cl–
b Is magnesium bij deze reactie oxidator of
reductor?
Magnesium is de reductor en dus de negatieve
elektrode.
oxidator:
2 H + + 2 e–
 H2(g)
redoxreactie: Fe(s) + 2 H+(aq)  Fe2+(aq) +
H2(g)
d De trommel is negatief geladen en trekt dus
positieve ionen aan.
IJzerionen zijn positief geladen en gaan dus
naar de negatieve elektrode.
e De ijzerionen worden omgezet in het metaal
ijzer.
Fe2+(aq) + 2 e–  Fe(s)
f Welke deeltjes zullen reageren bij de positieve
elektrode? Welke stof ontstaat daar?
De chloride-ionen zullen reageren. Er ontstaat
chloor. De elektrode moet dus bestand zijn
tegen het agressieve chloor en mag ook niet
zelf reageren. De elektrode moet dus
onaantastbaar zijn en gemaakt van koolstof of
platina.
c Wanneer kan pas stroom lopen?
Er kan pas stroom lopen als de stroomkring
gesloten is. Het zeewater bevat ionen en deze
hebben de functie van elektrolyt. Hierdoor wordt
de stroomkring gesloten.
9 a Bij een artikelvraag moet je eerst het artikel
goed lezen. Wat ontstaat er bij deze reactie?
Geef de vergelijking eerst in woorden, dan in
formules.
roest + zoutzuur  ijzer(III)chloride-oplossing
FeO(OH)(s) + H+ + Cl–  Fe3+(aq) + Cl–
Je ziet dat je de Cl– ionen kunt weglaten. Verder
zal er H2O moeten ontstaan.
FeO(OH)(s) + 3 H+(aq)  Fe3+(aq) + 2 H2O(l)
b Lees weer goed de tekst. Ga eerst na welk
deeltje de reductor is en welk deeltje de oxidator
is.
Gebruik ook tabel 48.
Er ontstaat blijkbaar alleen Fe2+. Dat kan op
twee manieren: vanuit Fe en vanuit Fe3+.
reductor:
Fe
 Fe2+ + 2 e– x
1
oxidator:
Fe3+ + e–
 Fe2+
x
2
redoxreactie: 2 Fe3+(aq) + Fe(s)  3 Fe2+(aq)
c Lees weer goed de tekst. Ga eerst na welk
deeltje de reductor is en welk deeltje de oxidator
is.
Gebruik ook tabel 48.
Dit is weer de bekende reactie tussen een
metaal en zoutzuur.
reductor:
Fe(s)
 Fe2+ + 2 e–
© Noordhoff Uitgevers
31