Redox

Scheikunde Redox Redox 1 Appels, citroenen, aardappels kunnen allemaal werken als batterij, wanneer er aan de ene kant een koperen de andere kant een zinken plaatje in wordt gestoken. Die beide aan een lampenhouder worden verbonden en het lampje erin zal branden. Na elektrolyse van water worden het apart opgevangen waterstof en zuurstof langs platina elektroden, die in een zwavelzuuroplossing staan, geleid.

Redox 2 Bij elektrolyse verloopt de reactie als gevolg van de doorgevoerde elektronenstroom. Bij andere reacties kan de elektronenstroom het gevolg zijn van de optredende reactie. (voorbeelden accu’s en batterijen) Redoxreacties zijn reacties waarbij deeltjes elektronen afstaan en andere deeltjes elektronen opnemen. - Reductor staat elektronen af - Oxidator neemt elektronen op Redoxkoppels zijn een soort geconjugeerde reductor-oxidatorparen. BINAS tabel 48. Bij verbrandingen en bij reacties van explosieve stoffen; redoxreacties waarbij de brandstof de reductor en zuurstof de oxidator is. Opdrachten 1. Geef een voorbeeld van een zuur, waarin geen zuurstof voorkomt. Geef de reactievergelijking van deze stof met water. HBr + H2O  Br- + H3O+ 2. Schrijf op welke deeltjes voorkomen in magnesium, Mg(s), in zuurstof, O2(g) en in magnesiumoxide, MgO(s). Mg-atomen (metaal), O2-moleculen (moleculaire stof) en Mg2+- & O2—ionen. 3. Geef de reactievergelijking voor het verbranden van magnesium en ijzer. 2Mg + O2  2MgO 3Fe + 2O2  Fe3O4 4. Leg aan de hand van je antwoord op vraag 2) uit wat er is gebeurd met de magnesiumionen bij de verbranding van magnesium. Mg-atomen hebben 2 e- afgestaan aan de O-atomen

5. Leg uit, dat de twee verbrandingsreacties ‘redoxreacties’ waren. Wat was de oxidator en wat was de reductor? Er werden elektronen uitgewisseld, dus waren het redoxreacties. De metalen waren de reductoren (staan elektronen af) en zuurstof was de oxidator (nemen op). 6. In ijzerhamerslag, Fe3O4, komen twee verschillende ijzerionen voor. Fa dit aan de hand van een formule na. Fe3O4, 4 O’s dus is dat 8- 3 Fe moet 8+ bij elkaar zijn; 2 Fe3+ en 1 Fe2+. 7. Neem tabel 48 voor je. Zoek Mg, Fe en O2 op. Wat zijn het oxidatoren of reductoren? Mg en Fe zijn reductoren. O2 komt een paar keer voor, maar altijd met andere deeltjes erbij en nooit met 2 O2− als product. Dat komt, omdat in tabel 48 (half-)reactievergelijkingen staan voor oplossingen in water en dus niet voor verbrandingen.

Redox 3 Edele metalen reageren niet met zuurstof; het zijn slechte reductoren. Het gas zuurstof is een goede oxidator. Als metaal wordt geoxideerd door zuurstof krijg je een metaaloxide; een zout (metaal & niet-metaal; ionen; geleiden stroom als vloeibaar) Onedele metalen zijn goede reductoren. Ze kunnen met meer dan zuurstof reageren. Bijv. H+-ion in een oplossing van een zuur. Zeer onedele metalen reageren zelfs met water, het zijn bijzonder goede reductoren. Magnesium met verdund zoutzuur en calcium met water: Mg (s)  + 2H +2e  + Mg (s) + 2 H

mg2+ + 2 eH2 (g)  Mg2+ + H2 (g)

+

Al (s)  + 2H +2e  2 Al (s) + 6 H+

Al3+ + 3 e(x2) H2 (g) (x3) 3+ 2 Al + 3 H2 (g)

+

Bij het optellen van halfreacties krijg je de totaalreactie door: - zonodig eerst het aantal elektronen aan elkaar gelijk te maken door de halfreacties met een bepaald getal te vermenigvuldigen - alle deeltjes voor de pijl in de halfreacties voor de pijl in de totaalreacties te zetten en alle deeltjes na de pijl erna. (behalve elektronen) 8. Schrijf alle deeltjes op die in verdund zoutzuur voorkomen. Ga met behulp van BINAS na welke als oxidator zouden kunnen optreden. H2O-moleculen, H+-ionen (eigenlijk H3O+-ionen, maar dat komt in tabel 48 niet voor) en Cl--ionen; alleen de eerste twee kunnen als oxidator optreden en dan is H+ de beste van de twee.

9. Zoek de halfreactie op voor het reduceren van H2O. (H2O is oxidator) 2 H2O + 2 e- → H2(g) + 2 OH10. Zoek de halfreactie voor de oxidatie van Ca(s) op. (Ca is reductor) Ca(s) → Ca2+ + 2 e11. Tel de halfreacties voor de oxidatie van calcium en de reductie van water bij elkaar op. Welke producten krijg je? Ca(s) + 2 H2O → Ca(OH)2(s) + H2(g), calciumhydroxide lost maar matig op in water, dat slaat dus neer (het witte neerslag), en je krijgt waterstofgas, daar kun je leuk plopje mee maken. 12. Verklaar je waarnemingen bij bovenstaande experimenten a) t/m f). A) Water is als oxidator niet sterk genoeg om Fe te oxideren. (staat lager in de tabel) B) Water is als oxidator wel sterk genoeg om magnesium te oxideren, maar dat gebeurt niet omdat het magnesium beschermd wordt door een dun oxidelaagje. C) H+ is wel sterk genoeg om Fe te oxideren, het gas dat ontsnapt is waterstofgas (tabel 48); bij het plofje verbrandt waterstof explosief , waarbij water ontstaat dat zich als condens aan de binnenkant van de reageerbuis vormt. D) Ook Mg reageert nu wel, omdat het oxidehuidje oplost in zoutzuur E) Calcium is zo’n sterke reductor dat het wél met water kan reageren, maar nu krijg je een neerslag van calciumhydroxide. F) Magnesium reageert wel met stoom (H2O(g)), daarbij ontstaat waterstof, dat je kunt aansteken. 13. Geef met behulp van halfreacties alle reactievergelijkingen voor de reacties die optreden. A) geen reactie B) geen reactie C) 2 H+ + 2 e H2(g) Fe(s)  Fe2+ + 2 e+ + 2+ 2 H + Fe  H2(g) + Fe D) Oplossen huidje: MgO(s) + 2 H+  Mg2+ + H2O 2 H + + 2 e H2(g) Mg(s)  Mg2+ + 2 e+ + 2 H + Mg  H2(g) + Mg2+ Omdat magnesium onedeler is dan ijzer, is de reactie heftiger. E) 2 H2O + 2 eCa(s) 2 H2O + Ca(s)

  

2 OH- + H2(g) Ca2+ + 2 e+ Ca(OH)2(s) + H2(g)

14.

F) 2 H2O + 2 e 2 OH- + H2(g) Mg(s)  Mg2+ + 2 e+ 2 H2O + Mg(s)  Mg(OH)2(s) + H2(g) a. Wat is het belangrijkste verschil tussen je waarnemingen bij proeg c) en d) aan de ene kant en proef e)? Klopt dat met je antwoord op vraag 11? Bij c) en d) ontstaan heldere oplossingen. Bij e) een troebele vloeistof . Calciumhydroxide is matig oplosbaar, kennelijk wordt er te veel gevormd, zodat er een suspensie ontstaat. b. Waarom reageert bij proef f) magnesium nu wel? Geef de reactievergelijking Magnesium reageert nu wel door de hogere temperatuur, waarbij de reactiesnelheid veel groter is. MgO + H2O  Mg(OH)2 (Lost gedeeltelijk op)

Redox 4 Goede reductoren staan laag in de tabel, goede oxidatoren staan hoog in de tabel. Metaalionen zijn oxidatoren. Als het metaal een goede reductor is, dan is het bijbehorende metaalion een slechte oxidator. Je noemt de oxidator en de reductor die bij elkaar horen een redoxkoppel. In de vorm van slechter of beter: Fe(s)>Cu(s); reductoren. Cu2+>Fe2+; oxidatoren. Daarom kan Cu2+, Fe(s) oxideren tot Fe2+ Fe(s)  Cu2+ + 2 e-  Fe(s) + Cu2+ 

Fe2+ + 2 eCu(s) Fe2+ + Cu(s)

+

15. Rangschik de volgende metaalionen naar toenemende oxidatorsterkte: Fe2+, Mg2+, Ca2+, Cu2+, Zn2+ en Pb2+ Volgorde: Ca2+, Mg2+, Zn2+, Fe2+, Pb2+, Cu2+. (zie tabel 48) 16. Rangschik de bij de ionen van vraag 15 horende metalen naar toenemende reductorsterkte: Cu, Pb, Fe, Zn, Mg, Ca (zie tabel 48). Hoe zwakker de oxidator, hoe sterker de geconjugeerde reductor en omgekeerd. 17. Ga na, welke metaalionen van vraag 15 welke metalen van 16 kunnen oxideren. Cu2+ kan alle andere metalen oxideren; Pb2+ alle andere behalve Cu; Fe2+ alleen Zn, Mg en Ca; Zn2+ alleen Mg en Ca; Mg2+ alleen Ca. 18. Voorspel de waarnemingen bij oxidatie van ijzer door koperionen. Koperionen geven de oplossing een blauwe kleur, die wordt lichter of verdwijnt helemaal, ijzer is grijs, fijn verdeeld koper is roodbruin. 19. Verklaar je waarnemingen bij proef a) en b) Bij proef a) wordt het staalwol bedekt met een roodbruin laagje: Cu(s). De oplossing had eigenlijk lichter van kleur moeten worden (koperionen verdwijnen). Bij proef b) zal in een oplossing van Pb2+ een laagje

loodkristallen ontstaan op Zn en Mg, bij Fe is de ‘ afstand’ in de tabel niet groot genoeg. In een oplossing van Cu2+ kun je ook een koperlaagje op Zn en Mg krijgen. In een oplossing van Fe2+ kan een laagje ijzer ontstaan op Mg, het verschil met Zn is te klein. In een oplossing van Zn2+ kan alleen een zinklaagje ontstaan op Mg. 20. Geef voor alle redoxreacties die optraden de reactievergelijking. Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+ Cu2+ + Zn  Cu + Zn2+ Cu2+ + Mg  Cu + Mg2+ 2+ Pb + Zn  Pb + Zn2+ Pb2+ + Mg  Pb + Mg2+ Fe2+ + Mg  Fe + Mg2+ 21. Leg uit, waarom H2O en SO42- bij dit experiment geen rol spelen. H2O is een te zwakke oxidator voor alle metalen van dit rijtje, behalve Mg. Maar Mg wordt beschermt door het oxidelaagje dat er op zit. Voor SO42- is de aanwezigheid van H+-ionen vereist, die zijn er niet (Lees bovendien noot 5 tabel 48)

Redox 5 Reactie tussen zink en koper(II)-ionen is vrijwel aflopend naar rechts: Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu Red

Ox

Ox

Red

Hieruit blijkt dat: - Zn in veel sterkere mate dan Cu de neiging heeft elektronen af te staan. Zn is dus een sterkere reductor dan koper - Cu2+ in veel sterkere mate dan Zn2+ de neiging heeft elektronen op te nemen. Cu2+ is dus een sterkere oxidator dan Zn2+.