Transcript REDOX Wat is redox ? Redox-chemie zijn processen waarbij overdracht van elektronen plaats vindt ! Voorbeelden: Accu’s, batterijen, brandstofcellen, etc mlavd@BCEC.

REDOX
Wat is redox ?
Redox-chemie zijn processen waarbij
overdracht van elektronen plaats vindt !
Voorbeelden: Accu’s,
batterijen,
brandstofcellen, etc
mlavd@BCEC
1
REDOX
KI-oplossing en FeCl3oplossing mengen in
bekerglas  I2 neerslag !?
KI-oplossing en FeCl3-oplossing in 2
bekerglazen, verbinden via
electroden  lampje gaat branden
 stroom !?
mlavd@BCEC
2
REDOX
2 I-
 I2 (s)+ 2 e-
Fe3+ + e-  Fe2+
1*
2* +
2 Fe3+ + 2 I-  2 Fe2+ + I2 (s)
De elektronen gaan van Inaar Fe3+ waarbij I2 en
Fe2+ ontstaan
e- e- e-e-
mlavd@BCEC
3
REDOX
eee-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
2 I-  I2 (s)+ 2 e-
1*
Fe3+ + e-  Fe2+
2* +
2 Fe3+ + 2 I-  2 Fe2+ + I2 (s)
De elektronen gaan van
het ene bekerglas met Idoor de draad en het
lampje naar de het
bekerglas met Fe3+.
Hierbij ontstaan ook I2 en Fe2+ en gaat het lampje branden.
mlavd@BCEC
4
REDOX
Pb-staaf in
Zn-staaf in
Zn-staaf in
Loodnitraat(aq) Koper(II)nitraat(aq) Koper(II)nitraat(aq)
 Pb(s)
 Cu(s)
mlavd@BCEC
 Cu(s)
5
REDOX
Redox reacties zijn reacties met
elektronen overdracht
Element ontstaat of verdwijnt
Verbrandingen
Alle reacties met ladingsverandering
mlavd@BCEC
6
REDOX
ee-
e-
e-
ee-
e-
ee-
eee-
e- stromen van:
– pool  + pool
mlavd@BCEC
7
REDOX
Overeenkomsten redox met zuur-base !!
Zuur-base
Redox
Overdracht van H+
Overdracht van e-
Sterkste zuren linksboven
in Binas tabel 49
Sterkste oxidatoren
linksboven in Binas tabel 48
Sterkste basen rechtsonder
in Binas tabel 49
Zuursterkte: grootste Kz
Basesterkte: grootste Kb
Sterkste reductoren
rechtsonder in Binas tabel 48
Oxidatorsterkte: hoogste V0
Reductorsterkte: laagste V0
mlavd@BCEC
8
REDOX: opstellen reactievergelijkingen
Stap 1: zet in een tabel of de aanwezige deeltjes
reductoren of oxidatoren zijn.
Zet meteen ook de V0 erbij in de tabel
Oxidator Reductor
Ox 1
Red 1
Ox 2
Red 2
Stap 2: bepaal de sterkste oxidator (hoogste V0
en sterkste reductor (laagste V0).
NB: let ook op H2O
mlavd@BCEC
9
REDOX: opstellen reactievergelijkingen
Stap 3: zoek de halfvergelijkingen op in Binas
en neem deze over
Stap 4: Maak m.b.v. vermenigvuldigingsfactoren
het aantal elektronen bij de
halfvergelijkingen van de RED en OX.
Stap 5: Tel de halfvergelijkingen op tot een
totaalvergelijking
mlavd@BCEC
10
REDOX: opstellen reactievergelijkingen
Stap 6: bepaal het spanningsverschil van de reactie
ΔV = V0 oxidator – V0 reductor
ΔV > 0,3 V  aflopende reactie
- 0,3 V < ΔV < 0,3 V  evenwichtsreactie
ΔV < - 0,3 V  reactie verloopt niet
mlavd@BCEC
11
Redox: Fe + zoutzuur
Bv: mengen van ijzerpoeder met zoutzuur
Stap 1+2:
OX
H+ (0,0
H2O
RED
V) Fe (-0,44 V)
H2O
Cl-
ΔV = 0 – (-0,44) =
0,44V  aflopend
Fe
HCl  H+ + Cl-
Stap 3 t/m 6
O: 2H+ + 2 e-  H2(g)
R: Fe
 Fe2+ + 2 eFe + 2H+  Fe2+ + H2(g)
mlavd@BCEC
12
Redox:
koper + waterstofperoxide-oplossing
Stap 1+2:
OX
RED
H2O2 (0,94 V)
H2O
Cu (0,34 V)
H2O2 (0,68 V)
H2O
Stap 3 t/m 6:
Ox: H2O2 + 2 e-  2 OH(0,94 V)
Red: Cu
 Cu2+ + 2 e- (0,34 V)
Cu + H2O2  Cu2+ + 2 OH- (ΔV= 0,6 V)
mlavd@BCEC
13
Redox: chloorwater +
ijzer(II)chloride-oplossing
Stap 1+2:
OX
RED
Cl2 (1,36 V)
Fe2+ (-0,44 V)
H2O
Fe2+ (0,77 V)
Cl- (1,36 V)
H2O
Stap 3 t/m 6:
Ox: Cl2 + 2 e-  2 Cl(1,36 V) 1*
Red: Fe2+
 Fe3+ + e- (0,77 V) 2*
2 Fe2+ + Cl2  Fe3+ + 2 Cl- (ΔV= 0,59 V)
mlavd@BCEC
14
Redox: invloed van omgeving
Zoals je ooit wel gemerkt zult hebben of nog zult merken
is er een grote invloed van de omgeving op bv de
corrosiesnelheid van een stuk metaal
- Een stuk metaal roest heel erg langzaam in zuurstofarm
zuiver water
- Een stuk metaal roest in zuurstofrijk kraanwater
- Een stuk metaal roest snel in aangezuurd zuurstofrijk
kraanwater
mlavd@BCEC
15
Redox: invloed van omgeving
- Een stuk metaal roest heel erg langzaam in zuurstofarm
zuiver water
OX
RED
H2O –0,83V
Fe (-0,44V)
H2O
ΔV = -0,39 V  < 0,3  geen reactie
mlavd@BCEC
16
Redox: invloed van omgeving
- Een stuk metaal roest snel in zuurstofrijk water
OX
O2/H2O (0,82 V)
H2O
ΔV = 1,26V
 > 0,3V 
aflopende reactie
RED
Fe (-0,44V)
H2O
O2 + 2 H2O + 4 e-  4 OH-
(*1)
Fe  Fe2+ + 2 e(*2)
O2 + 2 H2O + 2Fe  2 Fe2+ + 4 OH-
0,82V
-0,44V
Fe2+ + OH-  Fe(OH)2
mlavd@BCEC
17
Redox: invloed van omgeving
- Een stuk metaal roest snel in aangezuurd zuurstofrijk
kraanwater
Ox
Red
O2/H2O,H+ (1,23 V) Fe (-0,44V)
H2O
H2O
ΔV = 1,66V  >
0,3  aflopende
reactie
Ox : O2 + 4H+ + 4 e-  2 H2O
(1,23 V) 1*
Red: Fe
 Fe2+ + 2e- (-0,44 V) 2*
2 Fe + O2 + 4H+  Fe3+ + 2 H2O (ΔV= 1,67 V)
mlavd@BCEC
18
Redox: invloed van omgeving
De omgeving heeft uiteraard ook bij
andere stoffen invloed op de reactie !!!
Verklaar waarom bij het mengen van ijzerpoeder met
kaliumpermanganaat er een mengsel ontstaat van 2 vaste
stoffen (waaronder bruinsteen) ontstaat terwijl bij het
mengen van ijzerpoeder met een aangezuurd oplossing van
kaliumpermanganaat dit niet zal gebeuren maar de oplossing
juist helder en kleurloos wordt.
mlavd@BCEC
19
Redox: invloed van omgeving
Inventarisatie:
ijzerpoeder = Fe
kaliumpermanganaat = KMnO4 = K+ + MnO4bruinsteen = MnO2
aangezuurd kaliumpermanganaat = K+ + MnO4- + H+
mlavd@BCEC
20
Redox: invloed van omgeving
Stap 1+2:
Stap 1+2: aangezuurd
OX
RED
MnO4- Fe
OX
RED
MnO4-/H+ Fe
H 2O
H 2O
H2O
mlavd@BCEC
H 2O
21
Redox: invloed van omgeving
Stap 3 t/m 6: niet aangezuurd
Ox : MnO4- + 2 H2O + 3 e-  MnO2 + 4 OH- 2*
3*
Red: Fe
 Fe2+ + 2e2 MnO4- + 4 H2O + 3 Fe  3 Fe2+ + 2 MnO2 + 8 OHNB vervolgreactie: Fe2+ + 2 OH-  Fe(OH)2 (s)
mlavd@BCEC
22
Redox: invloed van omgeving
Stap 3 t/m 6: aangezuurd
Ox : MnO4- + 8H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O 2*
Red: Fe
 Fe2+ + 2e5*
2 MnO4- + 16 H+ + 5 Fe  5 Fe2+ + 2 Mn2+ + 4 H2O
mlavd@BCEC
23
REDOX: batterijen
Zn + 2 MnO2 + H2O  Zn(OH)2 + Mn2O3
Zn + Ag2O  Zn(OH)2 + 2 Ag
mlavd@BCEC
24
REDOX: batterijen
Bij batterijen/accu’s treedt een elektrochemische reactie op.
Bij batterijen/accu’s is de hoeveelheid chemicaliën die in de
batterij of accu aanwezig is bepalend voor de capaciteit.
mlavd@BCEC
25
REDOX: Overeenkomsten tussen batterijen en
electrochemische cellen
Overeenkomsten
e
batterij/electrochemische
e ee
cel en brandstofcel
e
e
e
Red
e-
e-
+
Ox
mlavd@BCEC
– = red en + = ox
e- gaan van red  ox
‘zoutbrug’ of electroliet
nodig
ΔV= Vox – Vred
Als red of ox ‘op’
is  geen reactie
 geen ΔV 26
REDOX: corrosie
Als op metaal waterdruppels aanwezig zijn ontstaat er een
elektrochemische cel waardoor ijzer (red) in oplossing gaat en
zuurstofrijk water (ox) reageert  roest
mlavd@BCEC
27
REDOX: corrosie
Als 2 verschillende metalen elkaar raken ontstaat ook een
potentiaal verschil en zal er galvanische corrosie op gaan treden.
Hierbij lost de sterkste reductor op en reageert op het oppervlak
van het andere metaal het zuurstofrijke water als oxidator.
mlavd@BCEC
28
REDOX: corrosiebescherming
Door op een metaal een laagje van
Zn (sterkere red) aan te brengen
kan je het onderliggende metaal
beschermen
Voordeel: dit laagje zal eerst ‘op
moeten gaan’ voor de corrosie van
de onderliggende laag verder door
zal gaan.
Nadeel: dit laagje Zn ziet er niet
mooi glimmend maar juist dof uit.
mlavd@BCEC
29
REDOX: corrosiebescherming
Door op een metaal een laagje van
een ander metaal (sterkere ox) aan
te brengen kan je het
onderliggende metaal beschermen
Voordeel: dit laagje kan mooi
glimmend zijn en er ‘duur’ uit
zien.
Nadeel: bij beschadiging zal het
corrosieproces van de
onderliggende laag heel snel
verder door gaan.
(let dus op bij conservenblikken)
mlavd@BCEC
30
REDOX: corrosiebescherming
kathodisch beschermen  spanning op buis
geleidende verbonden met elektrode in de grond.
mlavd@BCEC
31
REDOX: corrosiebescherming
Mg, Al, Zn, grafiet geleidend verbinden met
buis lossen eerder op
Nadeel: vervangings- + milieukosten
mlavd@BCEC
32
REDOX: corrosiebescherming
Zn-blokken lossen eerder op
Nadeel: meer weerstand van schip, vervangings+ milieukosten
mlavd@BCEC
33
REDOX: loodaccu
mlavd@BCEC
34
REDOX: loodaccu reacties
Stroom levering  ontladen:
Ox (+): PbO2 + 4 H+ + SO42- + 2e-  PbSO4 + H2O
Red (-): Pb + SO42 PbSO4 + 2 e-
PbO2 + 4 H+ + Pb + 2 SO42-  2 PbSO4 + 2 H2O
Opladen:
PbSO4 + H2O  PbO2 + 4 H+ + SO42- + 2ePbSO4 + 2 e-  Pb + SO42-
2 PbSO4 + 2 H2O  PbO2 + 4 H+ + Pb + 2 SO42mlavd@BCEC
35
Industriële redox: koperproductie
+elektrode
lost op
- zuiver Cu2+
slaat neer
op - elektrode
=
verontreinigde
Cu-staaf
- verontreinigingen
worden afgevoerd
mlavd@BCEC
36
Industriële redox: Al-productie
mlavd@BCEC
37
Industriële redox: productie van
chloor mbv kwik-elektrolyse
Nadeel ??
Kwik is zeer (milieu)schadelijk
mlavd@BCEC
38
Industriële redox: productie van
chloor mbv membraam-elektrolyse
mlavd@BCEC
39
Redox in de natuur
mlavd@BCEC
40
Redox levert leuke filmpjes op
http://video.google.com/videoplay?docid=-7231843493488769585
mlavd@BCEC
41
And now for something completely different
(maar ook leuk)
http://video.google.com/videoplay?docid=-8666853249964284510&q=type%3Agpick
http://video.google.com/videoplay?docid=-8014354858921252855
http://video.google.com/videoplay?docid=-6343218882618828140
mlavd@BCEC
42