Transcript Hs11 Redoxreacties - uitwerkingensite.nl

Uitwerkingen Scheikunde Curie VWO Deel 2B Hoofdstuk 11 Redoxreacties www.uitwerkingensite.nl
4
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
Hoofdstuk 11 Redoxreacties
Inleiding
11.1
a
b
c
11.2
a
Fe of Fe(s)
b
0 2 of 0 2(g)
c
e
Fe2 03 of Fe203( s)
Cl 2 (aq)
Fe 3•(aq) + 3 Cl-(aq)
a
Elektrolyse is ontleding door middel van elektrische stroom.
d
11.3
Bij de fabricage van batterijen worden allerlei stoffen en elementen toegepast. Als je
batterijen ongesorteerd stort, vind je al die stoffen en elementen door elkaar.
Blijkbaar is ook bij weggegooide batterijen stroomlevering (en dus ook kortsluiting)
mogelijk, of reageren de stoffen of elementen met elkaar.
Kwik en zink zijn het vluchtigst. Je moet de damp dus opvangen in filters.
b
+
t··
positieve ionen
negatieve ionen
zoutoplossing
11.4
c
Voorbeelden:
- Koper(ll)chloride levert bij elektrolyse koper en chloorgas.
- Water levert waterstof en zuurstof.
a
Elektronen zijn negatief geladen.
Volgens BINAS tabel 7 is e, het elementair ladingskwantum, 1,602( ... ) • 10-19
b
c.
11.5
a
b
Het metaal calcium is veel te onedel om in het lichaam te worden gebruikt.
In botten komt calcium voor in ionvorm, namelijk als calciumfosfaat.
In 'Calcium plusmelk' komt ook calcium in ionvorm voor. Er wordt 60 mg calcium ionen
per 100 ml toegevoegd, waardoor er in totaal 200 mg calcium ionen per 100 ml melk
aanwezig zijn.
11.6
a
b
2 Al(s)
atomen
+ 3 0 2 (g)
moleculen
->
Al2Ü3(S)
ionen
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
\l;
11.1 Wat zijn redoxreacties?
11.7
Er is een groot verschil. Natriumatomen hebben een elektron in de buitenschil en zijn zeer
reactief. Natrium ionen hebben dat elektron afgestaan; ze zijn zeer stabiel en niet (meer)
reactief.
11.8
11.9
'i!
a
b
c
d
<. •·.· · . . "•• "
Magnesium•·.· •. ' • .-" . " Magnesiümoxide ·
Kleur
Brandbaarheid
zilverkleurio
brandbaar
wit
onbrandbaar
Brosheid
Buiazaamheid
Bindinastvne
Kleinste deeltjes
niet bros
buiazaam
metaalbindina
metaalatomen
bros
niet buiozaam
ionbindina
ionen
a
b
Oxidator is Br2 (neemt elektronen op).
Oxidator is 0 2 (neemt elektronen op).
11.11
a
Reductor
Reductor
Reductor
Reductor
d
",,
.
Een reductor staat elektronen af. Een metaalatoom heeft vrije elektronen die voor de
stroomgeleiding zorgen. Door die elektronen af te staan, werkt het metaal als reductor.
Een oxidator neemt elektronen op. Atomen van niet-metalen vormen altijd negatieve
ionen. Dat kan alleen als ze elektronen opnemen. Niet-metalen zijn dus oxidatoren.
Een metaalatoom kan geen elektronen opnemen en dus geen oxidator zijn.
Oxidator zijn: broom, telluur en zuurstof (alle niet-metalen).
Reductor zijn: nikkel en thallium (beide metalen).
Neon is een edelgas dus oxidator noch reductor.
11.10
b
c
_-
is Cu (staat elektronen af).
is Ca (staat elektronen af).
is P4 (staat elektronen af).
in Cu 2 Se is het Se2- ion (dit staat elektronen af om Se te worden).
11.12
Elke reactie waarbij de lading van een atoomsoort verandert, kun je redoxreactie noemen.
Bij de reaétie van koolstof met zuurstof zijn de beginstoffen ongeladen atoomsoorten.
In koolstofdioxide bestaat een polaire binding tussen C en 0 atomen. Er zijn dus geen echte
2
oxide-ionen 0 - aanwezig. Toch reken je deze reactie, zoals alle andere verbrandingen, tot
de redoxreacties.
11.13
a
b
c
d
e
f
Uit de metaalatomen ontstaan metaalionen door elektronenafdracht.
Uit de niet-metaal-atomen (-moleculen) ontstaan negatieve ionen door
elektronenopname: een redoxreactie.
Positieve metaalionen en negatieve niet-metaalionen (samengestelde ionen)
combineren tot een slecht oplosbaar zout. De ionen waren er al; ze gaan alleen aan
elkaar vast zitten. Geen redoxreactie.
Uit zilverionen en oxide-ionen ontstaan ongeladen zilveratomen en zuurstofmoleculen.
Er is sprake van elektronenoverdracht, dus van een redoxreactie.
Als metalen reageren, staan ze elektronen af. Ze nemen deel aan een redoxreactie.
Metaalionen kunnen elektronen opnemen of afstaan en gaan zo een redoxreactie aan.
Maar als metaalionen met andere negatieve ionen een neerslag vormen is er geen
sprake van een redoxreactie.
In de reactie van fosfor met zuurstof neemt zuurstof de elektronen op. Fosfor is dus de
elektronenleverancier. Het is dus hooguit een heftige reductor.
l!
"I!
6
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.14
a
2Fe+02-t2Fe0
b
c
4 Fe + 3 0 2 + 2 H20 -t 2 Fe203.H20
In de vergelijking bij a is voor 1 atoom ijzer 0,5 molecuul zuurstof nodig.
In b is voor 1 atoom ijzer 0, 75 molecuul zuurstof nodig.
Conclusie: in reactie b is per mol Fe meer zuurstof nodig dan in reactie a.
11.2 Halogenen en halogenide-ionen
11.15
Halogenen: fluor, chloor, broom, jood.
Halogenide-ionen: fluoride, chloride, bromide, jodide.
11.16
Br2 +2e--t2BrCl2 + 2 e- -t 2 c102 + 4 e- -t l.0 2S + 2 e- -t 2-
s
11.17
11.18
Voeg broomwater bij een oplossing van (kalium)jodide. De vloeistof kleurt bruin.
Toevoeging van zetmeeloplossing geeft een intens paarsblauwe kleur. Uit het jodide is dus
jood gevormd. Broom kan dus jodide oxideren (tot jood).
Als je joodoplossing voegt bij een oplossing van (kalium)bromide gebeurt er niets, omdat
jood bromide niet kan oxideren. Het jodide-ion is dus de sterkste reduktor.
e
f
g
2 er+ F2 -t Cl2 + 2 F2 1- + Br2 - ; 12 + 2 Brgeen reactie
geen reactie
geen reactie
geen reactie
F2 + HzO -t 02 + 2 HF
a
b
c
d
Met de kaliumionen gebeurt niets, hun aantal blijft gelijk.
De F- ionen reageren niet met chloor, hun aantal blijft gelijk.
Het chloorgas reageert met de bromide-ionen tot chloride, er komen meer ei- ionen.
De bromide-ionen worden omgezet in broom, hun aantal neemt af.
a
b
c
d
11.19
11.3 Metalen en metaalionen
11.20
a
b
c
d
e
11.21
a
b
11.22
'
2
Het koppel Pb2+/Pb staat hoger dan het koppel Sn +/Sn.
2
Er treedt dus een reactie op: Sn + Pb2+ -t Sn + + Pb
Twee metalen kunnen niet met elkaar reageren.
2
Het koppel Sn 2+/Sn staat hoger dan het koppel Ni +/Ni. Er treedt dus geen reactie op.
Zie a. Hier treedt dus geen reactie op.
Zie c. Hier treedt dus wel een reactie op: Sn 2+ + Ni -t Sn + Ni2+.
Metalen kunnen geen elektronen opnemen, dus niet als oxidator optreden.
Metaalionen kunnen meestal alleen elektronen opnemen en zijn dan oxidator.
Maar als een metaalion meer valenties heeft, zoals Fe of Sn, kan een ion overgaan in
een ion met een grotere lading, bijv. Fe2+ -t Fe3 + + e-. In dat geval is het ion dus een
reductor.
Fluor is een sterkere oxidator dan zuurstof en reageert met H2 0 onder vorming van HF en
0 2. Dit gebeurt niet met chloor en broom, want dat zijn zwakkere oxidatoren dan zuurstof.
(Onder invloed van licht kan chloorwater langzaam overgaan in HCI onder ontwijken van
zuurstof.)
Curie vwo 2b ·Antwoorden Hoofdstuk 11
11.23
Al-;Al 3 + + 3 e-
Ca -+ ca 2 • + 2 ecu -+ Cu 2 • + 2 eMg-; Mg 2 • + 2 e-
Na-; Na•+ eFe-; Fe2• + 2 e-
11.24
a
c
11.25
a
b
p!J2+ + Zn -
Pb + zri'+
L2eJ
Hoe edeler een metaal, des te moeilijker staat het zijn elektronen af.
Edele metalen zijn dus zwakke reductoren.
Een ion van een onedel metaal wil niet 'graag' het afgestane elektron 'terughebben'.
lonen van onedele metalen zijn dus zwakke oxidatoren, ze treden vrijwel nooit als
oxidator op.
11.26
Terry's plan lukt alleen als koper in de tabel tussen zink en aluminium zou staan .. Dan treedt
er in het ene geval wel en in het andere geval niet een reactie op. Koper staat echter niet
tussen zink en aluminium in, dus zijn plan lukt niet.
Bij het plan van Marloes zijn er twee mogelijkheden:
1) Er vindt een reactie plaats waarbij het zink oplost, terwijl er magnesium neerslaat, of
2) Er vindt geen reactie plaats.
Het laatste zal het geval zijn: magnesium is dus.de sterkste reductor.
11.27
Steek een stukje ijzer in een oplossing van zinksulfaat; er vindt geen reactie plaats.
Steek een stukje zink in een oplossing van ijzer(ll)sulfaat; er vindt wel een reactie plaats.
Zink is het onedelste metaal.
11.28
a
11.29
b
Reactie 1: Co + Fe2 • - ; Co2 • + Fe
Reactie 2: Co + 2 H+-+ Co2• + H2 (g)
H+ < Co2• < Fe2• (Fe2 • is dus de sterkste oxidator)
a
b
Ag + > Cu 2 • > Pb2+ > Fe2 • > Zn 2• (Zn 2• is dus de zwakste oxidator)
Zn > Fe > Pb > Cu > Ag (Ag is dus de zwakste reductor)
c
sterker
zwakker
j
Ag•/Ag
cu 2•1cu
Pb2 ./Pb
Fe2+/Fe
2
Zn •1zn
1
zwakker
sterker
8
Curie vwo 2b •Antwoorden Hoofdstuk 11
11.4 Redoxreacties voorspellen en opstellen
11.30
a
b
De sterkste oxidator staat linksboven: Fz(g).
De sterkste reductor staat rechtsonder: Li( s ).
11.31
Nee, bij redoxreacties worden soms meer elektronen overgedragen:
2 (bij F2 ), 3 of meer, tot 6 toe (bij CIO,- + 6 H•).
11.32
a
b
11.33
IJzer reageert wel met koper(ll)ionen, maar koper reageert niet met ijzer(ll)ionen.
IJzer is dus een sterkere reductor.
11.34
a
b
oxidator: H+ en reductor: Zn
oxidator: Br2 en reductor: H2 •
2
Het koppel Sn 2 </sn staat hoger dan het koppel zn •1zn.
zn 2• is dus een zwakkere oxidator dan Sn 2•.
Het koppel 0 2+2H./H 2 0 2 staat hoger dan het koppel S+2H./H 2S.
H2S is dus een sterkere reductor dan H20z.
11.35
De oxidator (in de linker kolom) moet hoger staan dan de reductor (in de rechter kolom),
omdat een redoxreactie alleen verloopt als de oxidator van het redoxkoppel sterker is dan
de reductor van het tweede redoxkoppel. Dat kun je illustreren met een dalende lijn van
links naar rechts.
11.36
a
b
Au3 • kan wel elektronen opnemen van Hg, maar Hg• niet van Au.
Hg kan wel elektronen afstaan aan Au 3•, maar Au niet aan Hg•.
11.37
CO wordt, wanneer het als reductor werkt, omgezet in CO"
11.38
a
b
Met water reageren alleen de (zeer onedele) metalen die lager in SINAS tabel 48 staan
dan de oxidator H20: Zn tot en met Li.
Met zoutzuur (bevat H+) reageren de metalen die lager staan dan de oxidator H•, dus
vanaf Pb en lager (onedele en zeer onedele metalen).
2 Al + 6 H+-'> 2 Al3 + + 3 H2(g)
11.39
Op het zinken voorwerp zit een beschermend laagje zinkoxide. Wanneer je het voorwerp in
zoutzuur legt, zal eerst dat laagje reageren met het zuur volgens de zuur-base-reactie:
ZnO + 2 H+ -'> Zn 2• +, H20. Hierbij ontstaat geen waterstof.
Pas wanneer dat laagje is opgelost, reageert het zoutzuur met het metaal zink volgens:
2 H+ + Zn -'> zn 2• + Hz. Dan zie je (waterstof)gasbelletjes ontstaan.
11.40
a
b
c
d
e
Verloopt niet: Cu is edeler dan Cr.
3
Verloopt: Fe • staat boven Fe.
Verloopt niet: Cl 2 staat boven S.
2
Verloopt niet: cu• staat onder cu •.
Verloopt niet: H2 0 2 staat onder Cl 2 .
N.B. Kijk steeds naar de richting van de lijn die je kunt trekken van de oxidator naar de
reductor.
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.41
a
9
Bij deze antwoorden zie je telkens beide halfreacties en de totaalreactie.
12 + 2 e- -+ 2 1so,2- + H2o -> so/- + 2 H+ + 2 e-
111
'I'
li
:i
b
No,-+ 4 H+ + 3 e--'> NO+ 2 H20
Hg -+ Hg 2+ + 2 e-
(2 x)
(3 x)
2 NO,-+ 8 H+ + 3 Hg -+ 3 Hg 2+ + 2 NO + 4 H20
c
Fe 3+ + e--+ Fe 2+
s 2-_,s+2e-
2 Fe3+ +
d
(2 x)
(1 x)
s2--+ 2 Fe2+ + S
0 3 + 2 H+ + 2 e- -+ H20 + 02
2 1- -+ 12 + 2 e-
1
0 3 + 2 H+ + 2 1- -+ H20 + 02 + 12
e
Mn04- + 2 H20 + 3 e--+ Mn02 + 4 OW
Sn 2+-+ Sn 4+ + 2 e2 Mno.- + 4H 20 +3 Sn 2+ -+ 2 Mn02 + 8
(2 x)
(3 x)
ow + 3 Sn +
In reactie a ontstaan H+ ionen. De pH zal dus dalen.
11.43
a
b
C+ZnO-+CO+Zn of C+2Zn0-+C02 +2Zn
3 CO + Cr0 3 -+ 3 C0 2 + Cr
a
b
Ag-+Ag++e- en 0 2 +4H++4e--+2H 20
Uit 1 mmol Ag komt 1 mmol e-.
c
d
11.45
a
!
4
11.42
11.44
1
0,01 mg zilver met molaire massa 107,9 mg mmo1-1 is _ _oc...,o_1 _m_,g'--~ =
107,9 mg mmo1- 1
5
9,26 • 10- mmol of 9 • 10-• mol elektronen.
In deze reactievergelijking staan twee enkelvoudige stoffen:
Ag+ (wordt Ag) en Al (wordt Al 3+ ).
Dat kan alleen als er elektronenoverdracht plaatsvindt.
Bij gewone zilverpoets wordt het laagje zilveroxide opgelost. Bij 'oneindig vaak' poetsen
zou er van het zilveren voorwerp niets meer overblijven.
Met 'Silver Lightning' wordt het geoxideerde zilver weer hersteld en hoeft er niets
verloren te gaan.
Cr2ol- + 14 H+ + 6 e--+ 2 Cr3+ + 7 H20
so,2- + H20 _, so/- + 2 H+ + 2 e-
(1 x)
(3 x)
Cr2ol- + 14 H+ + 3 so, 2- + 3 H20-+ 2 er'++ 7 H20 + 3 so/- + 6 H+
b
c
d
Vereenvoudigd: Cr20/- + 8 H+ + 3 so,2--+ 2 Cr3+ + 4 H20 + 3 8042De oranje kleur van de dichromaatoplossing verandert in een groene chroom(lll)kleur.
2 cro,2- + 2 H+ -> Cr20/- + H20
Dit is geen redoxreactie. Als je als lading van de 0 atomen 2- rekent, is Cr aan beide
kanten van de pijl 6+.
Chroom is een zwaar metaal dat in alle vormen giftig is.
î
10
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.46
Uit chloor en chloorhoudende bleekmiddelen kunnen schadelijke verbindingen ontstaan
zoals PCB's.
Uit ozon kan alleen maar zuurstof ontstaan en dat is niet schadelijk.
11.47
a
FeS 2 is blijkbaar de reductor. De oxidator in deze vergelijking is zuurstof, dat werkt
volgens: 0 2 + 4 H+ + 4 e--> 2 H,O (H+ komt uit de reductor-vergelijking).
Je krijgt nu:
Fes,+ 8 H20-> Fe 2• + 2 so,'- + 16 H• + 14 e(2 x)
0 2 + 4 H• + 4 e--> 2 H,o
(7 x)
2 Fes,+ 16 H,O + 7 o, + 28 H+ -> 2 Fe2+ + 4 so.'- + 32 H·+ 14 H,O
b
11.48
a
b
c
d
Vereenvoudigd: 2 FeS 2 + 2 H20 + 7 0 2 -> 2 Fe" + 4 so,'- + 4 H•
Als reacties ( 1) en (2) direct na elkaar verlopen, moet de vergelijking ( 1) met twee
worden vermenigvuldigd.
In (1) ontstaan dan 8 H'. terwijl in (2) maar 4 H+ worden verbruikt.
Er komt dus H+ vrij: het water zal verzuren.
Het reagens op zwaveldioxide is jood. Je laat het gas door joodwater borrelen.
Als het gas S02 is, zal hetjoodwater worden ontkleurd. Reactievergelijking:
so, + 2 H,o + 2 e--> so,'- + 4 H• + 4 e- (1 x)
12 +2e-->21(2x)
so, + 2 H,o + 2 12 _, so,'- + 4 H. + 4 1Als chloorgas door een aangezuurde jodideoplossing wordt geleid, ontstaat er jood.
Is er ook opgelost zetmeel, dan kleurt dat blauw. Reactievergelijking:
c1 2 + 2 e- -> 2 c121- _. 12+2 eCl2 + 2 1- -> 12 + 2 ClHet gaat om een gas dat als oxidator optreedt en dat boven het jood/jodide-koppel staat
in BINAS tabel 48: ozon.
Reactievergelijking:
0 3 + H20 + 2 e- -> 0 2 + 2 OW
2 1--> 12 + 2 e-
0 3 + H20 + 2 1- -> 12 + 0 2 + 2 OH-
11.5 Koolstofverbindingen
11.49
11.50
Een primaire alcohol is een alcohol met de OH groep aan een eindstandig koolstofatoom.
Een secundaire alcohol is een alcohol met de OH groep aan een koolstofatoom in de keten.
Een tertiaire alcohol is een alcohol met de OH-groep op een vertakkingspunt.
a
HH
HO
1
1
1
#
1
1
1
\
H-C-C-OH
H H
b
H-C-C
H
HO
c
H
c,H.o
primair alkanol
secundair alkanol
tertiair alkanol
alkanal
alkanon
1 n.v.t. Ineen reactie)
1
#
1
\
H-C-C
H
OH
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
b
R
H
1
R-v1
R-c~o +
1
H
1
2 H' + 2..-
H-C-H
1
(jj)-c-;\ -
~-%-H)
Hier komt
H+ ene- vrij
R
1
H-C-H
1
c~o + 2 H' + 2..H-%-H
Hier komt
11.52
a
b
c
H+ene-vrij
+
CH
2 ,OH -'> C2H40 + 2 H + 2 eC,H.o + H20-'> CH 3COOH + 2 H' + 2 e-ue mag ook C 2H40 2 schrijven)
C2H50H + H20-'> CH 3COOH + 4 H' + 4 e-.
11.53
a
b
2-butanol en butanal.
C4HsOH -'> C4H10 + 2 H' + 2 eC4Ha0 + H,O -'> C3H 7COOH + 2 H' + 2 e- Ue mag ook C4H8 0, schrijven).
11.54
a
b
Mn0 4- + 8 H' + 5 e--'> Mn 2' + 4 H20
H OHH
1
1
1
1
1
1
H-C-C-C-H H H H
c
H 0 H
1 Il 1
H-C-C-C-H + 2 H' + 2eI
1
1
H H H
Mno.- + 8 H' + 5 e--'> Mn 2' + 4 H,O
C3H,OH -'> C 3H6 0 + 2 H' + 2 e-
(2 x)
(5 x)
2 Mn04- + 16 H' + 5 C3H70H-'> 2 Mn 2' + 5 C 3H6 0 + 10 H' + 8 H20
Vereenvoudigd: 2 Mn0 4- + 6 H' + 5 C3H7 0H-'> 2 Mn 2' + 5 C 3H6 0 + 8 H20
11.55
a
CH 3CHO + H2 0 -'> CH 3COOH + 2 H' + 2 eNAD' + H' + 2 e--'> NADH
CH3CHO + H20 + NAD'-'> CH 3COOH + NADH + H'
b
C2HsOH + H20-'> CH 3COOH + 4 H' + 4 eNAD' + H' + 2 e--'> NADH
(1 x)
(2 x)
C2H5 0H + 2 NAD' + 2 H' + H20-'> CH 3COOH + 4 H' + 2 NADH
Vereenvoudigd: C2H 50H + 2 NAD' + H20 -'> CH 3COOH + 2 NADH + 2 H'
11.6 Elektrische stroom uit reacties
11.56
a
b
11.57
a
b
c
d
11.58
a
b
In een elektrochemische cel worden door de ene pool elektronen geleverd, en door de
andere pool elektronen opgenomen.
Als de polen geleidend zijn verbonden - er is een stroomkring - vindt stroomlevering
plaats. Een elektrochemische cel is dus een stroomleverende cel.
De elektronenstroom gaat steeds van de ene pool naar de andere. De cel levert dus
gelijkstroom.
Door metalen gaat een elektronenstroom.
Door een zoutoplossing loopt een ionen stroom (in twee richtingen).
Door een zure oplossing loopt een ionenstroom (van H' ionen en zuurrest-ionen)
Door koolstof loopt een elektronenstroom.
Een zaklantaarn batterij heet ook wel droge batterij, droge cel of Leclanché-cel.
De oxidator is MnO" mangaan(IV)oxide, bruinsteen.
12
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.59
Toe assing
onderzoek
auto
walkman
zaklantaarnbatterï
horlo e
hoorapparaten
elektronenstroom
11.60
- - Ni20 3
Cd = reductor - -
a
b
c
d
11.61
a
De
De
De
De
=oxîdator
- - positieve elektrode
negatieve elektrode - -
reductor is Cd
oxidator is Ni 3+ (in Ni20,)
elektronen lopen van de reductor Cd naar de oxidator Ni 20 3
Cd elektrode is de negatieve pool; de Ni203 elektrode is de positieve pool.
Pb-;Pb 2•+2ePb02 + 4 H• + 2 e- --> Pb 2+ + 2 H20
Pb + Pb0 2 + 4 H• + 2 e- --> 2 Pb2• + 2 H20
2
Er gebeurt nog meer: de gevormde Pb + ionen vormen met so/- een neerslag:
Pb + so/--+ Pbso. + 2 ePb02 + 4 H+ + + so/- + 2 e- --> PbSÜ4 + 2 H20
Pb + Pb02 + 4 H+ + 2 so/- + 2 e- --> 2 PbS04 + 2 H20
b
c
Aan beide polen ontstaat het slecht oplosbare lood(ll)sulfaat. Dat blijft daar zitten en
komt dus niet in de elektrolyt terecht.
De separatoren houden de platen apart van elkaar en voorkomen zo kortsluiting.
11.62
grafiet (+pool)
oxidator Mn0 2
reductor zink {-poe!)
Curie wio 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.63
a
b
c
Het zink in een zaklantaarnbatterij zal een massa van ongeveer 1 gram hebben.
Bij een zink-bruinsteencel is zink de reductor en bruinsteen de oxidator.
Ze reageren (zie BINAS tabel 48) volgens:
Zn -> Zn 2• + 2 eMn02 + 4 H• + 2 e- -; Mn 2• + 2 H20
Dit levert de totaalreactie: Zn + Mn02 + 4 H• -; Zn 2• + Mn 2• + 2 H20
De H+ die nodig is bij deze reactie komt uit het zure elektrolyt (ammoniumchloride).
De zink-bruinsteencel levert gedurende 25 minuten een sfroom van 300 mA.
Tussen de positieve en de negatieve elektrode is dus een totale lading van
Q = I • t 300 • 10-3 • 25 • 60 0,45 • 10 3 c getransporteerd.
4
Een mol elektronen heeft een lading van 9,6 • 10 C (zie SINAS tabel 7).
3
4
1
3
Er zijn dus 0,45 • 10 C / 9,6 • 10 C moi4,66 • 10- mol elektronen getransporteerd.
2
Voor één ion zn • zijn twee elektronen afgestaan.
In totaal heeft er dus 2,33 • 10-3 mol zink gereageerd. De massa daarvan bedraagt:
2,33 • 10-3 mol • 65, 38 g mo1-1 152, 3 • 10-3 g of ongeveer 150 mg.
Er is veel minder zink verbruikt dan er aanwezig was.
=
=
=
=
d
11.64
Leclanché-cel:
negatieve pool:
positieve pool:
Zn -; Zn 2• + 2eMn02 + 4 H• + 2e- -> Mn 2• + 2 H20
Zn + Mn02 + 4 H+ -; Zn2• + Mn 2• + 2 H20
In werkelijkheid is het ingewikkelder: de H• is afkomstig van NH 4 CI; het hierbij gevormde
2
2
NH 3 wordt gebonden aan de gevormde Mn • ionen tot een complex ion [Mn(NH 3 )6] •.
Alkaline batterij:
negatieve pool:
positieve pool:
Zn -; Zn 2• + 2eMn02 + H20 + e--; Mn(OH)O + OH-
(1 x)
(2 x)
Zn + 2 Mn02 + 2 H20 -; Zn 2• + 2 Mn(OH)O + 2 OH11.65
De stroomopbrengst van de alkaline batterij kan afnemen doordat het zink reageert met
water onder vorming van zinkoxide en waterstof. Waterstof veroorzaakt een druktoename
en een vermindering van het geleidingsvermogen in de cel.
11.66
Het ene koppel is Zn/Zn
11.67
a/b
2
+.
het andere is 0 2 + H20/0W.
1
1
l
e-l
eelektrolyt
co~-
0 2 +2C02 +4e- -
H2 +CO!- H20+C02 +2e-
2cor
02
C02
Curie
14
vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.7 Elektrodepotentialen
11.69
b
a
Ag
c"
-
Cu2+ oplossing
Ag+ oplossing
11.70
zure oplossing
11.71
Je hebt te maken met het koppel H+/H 2 en met het koppel Sn 2 •1sn. Dat laatste heeft een
lagere standaardelektrodepotentiaal (staat lager in de BINAS-tabel).
H+ zal elektronen van Sn opnemen, er gaat dus Sn in oplossing, waardoor de sn2•
concentratie toeneemt.
11.72
a
b
Het potentiaalverschil bedraagt 0,00- (-0, 14) 0, 14 V.
Sn levert de elektronen; de Sn-staaf is dus de negatieve elektrode.
11.73
a
Bronspanning:
=
Elektrochemische cel:
Halfcel:
Normaalpotentiaal:
Potentiaalverschil:
Standaardhalfcel:
Standaardomstandigheden:
potentiaalverschil tussen de elektroden van een
elektrochemische cel, in Volt.
installatie die stroom levert als gevolg van chemische reacties.
helft van een elektrochemische cel .
potentiaalverschil met de waterstofreferentie-elektrode van een
standaardhalfcel, in Volt.
spanning tussen twee elektroden, in Volt.
halfcel waarin standaardomstandigheden heersen.
T = 298 K, p = p0 , alle concentraties 1,00 mol L-1 .
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
b
elektrochemische cel
bronspanning
potentiaalverschil
standaardhalfce!
normaalpotentiaal
standaardomstandigheden
11.74
2
Standaardredoxpotentialen Fe ./Fe: -0,44 V; Cu 2•1cu: +0,34 V
Normaalpotentiaal 0,78 V met cu 2 • als de oxidator (positieve elektrode) en Fe als de
reductor (negatieve elektrode).
Standaardredoxpotentialen Pb2./Pb:-0,13 V; Ag./Ag: +0,80 V
Normaalpotentiaal 0,93 V met Ag• als de oxidator (positieve elektrode) en Pb als de
reductor (negatieve elektrode).
a
b
c2
-~
~
11.75
/lV =0,46 V
/lV =2,01 V
/lV = 0,36 V.
:§..
>
+
-~ v
(Ag) = 0,80 v
+ V (Cu) = 0,34 V
-1-V (Cu) = 0,34 V
0
-
V (Cd)= -0,40 V
- V (Zn) = -0,76 V
-1
-- V (Al)= -1,67 V
-2
a
b
c
11.76
a
b
Celdiagram: Pt!Br2/Br-11Fe 3•/Fe2 •1pt
3
Standaardredoxpotentialen Fe ./Fe 2 •: +0,77 V; Br2/Br-: +1,09 V
Normaalpotentiaal 0,32 V met Br2 als de oxidator (positieve elektrode) en Pt als de
negatieve elektrode.
11.77
a
Standaardredoxpotentialen Cu •1cu: +0,34 V; Zn2 •1zn:-0,76 V.
Bronspanning 1, 10 V met Cu als de positieve en Zn als de negatieve elektrode.
Bij verdunnen zal het evenwicht cu 2• + 2 e- -7 Cu naar links verschuiven.
2
Er worden meer Cu • deeltjes gevormd uit de koperstaaf. Er worden dan ook meer
elektronen afgestaan. De Cu-staaf wordt dus minder sterk positief geladen. Het
potentiaalverschil zal dus kleiner worden.
b
c
2
16
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.78
a
b
11.79
a
Ja, want het gaat niet om de stroomsterkte maar om het potentiaalverschil in volt.
Je kunt op deze manier met specifieke elektroden concentraties meten van het ion dat
met die elektrode samenhangt. Je spreekt van ionselectieve elektroden.
v
Ag
Zo
zn2+ + SO]-
11.80
b
Het op\osbaarheidsproduct van AgCI bedraagt 1,8 • 10-10 (zie SINAS tabel 46).
Gegeven is: [Cll 1 M. [Ag•] zal dus gelijk zijn aan 1,8 • 10·10 . De bronspanning van
0,98 V blijft lang constant omdat door de slechte oplosbaarheid van AgCI de kleine [Ag•]
weinig verandert.
a
Negatieve elektrode:
Pb _, Pb 2• + 2 ePositieve elektrode:
Pb02 + 4 H• + 2 e- _, Pb2 • + 2 H2 0
Aan beide elektroden ontstaat uit Pb" en so/- een neerslag van PbSO"
=
b
v
Pb
Pb
(
so;-
4 H+
1 M H2S04 oplossing
c
Standaardpotentialen Pb02/Pb
2
•:
+1,69 V; Pb2./Pb: -0,36 V. Bronspanning 2,05 V.
Curie wto 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.8 Corrosie
11.81
Roest heeft de formule Fe(OH)O. Er zit een OW ion en een 0 2- ion in. De valentie van ijzer
is dus 3+.
H,O
o, \
11.82
Fe /'i/Fe(OH1 "-! Fe(OH1 -
o, H20
.
Fe(OH)C
"H20
11.83
Bedekken met een ander metaal (chroom, tin, zink);. bedekken met verf of menie; bedekken
met olie ('bitaccen'); bedekken met glas (emailleren); plastificeren.
11.84
Voor roesten is niet alleen zuurstof nodig, maar ook water( damp). In een droog klimaat is
minder waterdamp, dus zal het ijzer minder snel roesten.
11.85
Volgens SINAS tabel 9 is roestvrij staal een legering van ijzer met chroom. Volgens tabel 48
is chroom minder edel dan ijzer. De bescherming berust dus niet op het feit dat het
legeringsmetaal edeler is. Door de vorming van een oxidelaagje is chroom veel minder
gevoelig voor oxidatie dan ijzer.
11.86
a
b
11.87
a
b
Kwik wordt toegevoegd om ontlading van waterstofionen te voorkomen, waardoor
waterstof zou ontstaan.
Het voordeel is dat de cel een langere levensduur heeft. Het nadeel is dat het milieu
erdoor wordt belast. Deze toepassing van kwik wordt nauwelijks meer aangetroffen.
Het metaal van de opofferingselektrode moet minder edel zijn dan ijzer. Deze
voorwaarde geldt voor aluminium, magnesium en zink.
Door de negatieve lading van een gelijkspanningsbron wordt het ijzer negatief geladen.
Het staat dan minder snel Fe'• ionen en elektronen af.
11.88
(1) Corrosie is een proces dat de maatschappij veel geld kost: als je precies weet hoe het
werkt, kun je het misschien effectiever tegengaan. (2) Nagaan of ijzer als hechtlaag tussen
tussen platina en een drager in katalysatoren gebruikt zou kunnen worden.
11.89
Je kunt daardoor gemakkelijker corrosieprocessen volgen.
11.90
lonstraal Fe2 •: 76 • 10-12 m; ionstraal 0 2-: 146 • 10-12 m; samen 222 • 109
Twee miljoenste millimeter is 2 • 10- m.
2
9
Aantal ionparen in een laag 2 • 10- m/222 • 10-12 m 10 ionparen.
12
m.
=
11.91
a
b
11.92
a
Verwacht: Fe2 0 3 en Fe3 0 4 , gevonden: FeO.
FeO: Fe2• en 0 2- in de verhouding 1 : 1
Fe2 0 3 : Fe3 • en 0 2- in de verhouding 2 : 3
Fe3 0 4 : Fe'• en Fe3• en 0 2- in de verhouding 1 : 2 : 4
De scheepswand wordt
mechanisch beschadigd en
zal sneller roesten.
elektronen
b
Fe
(scheepsromp)
zoutoplossing
{zeewater)
18
Curie WIO 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.9 Elektrolyse
+
11.93
a,b
positieve ionen
negatieve ionen
zoutoplossing
c
Er is ook een stroom door ionenverplaatsing in de oplossing. De ionen komen aan bij de
elektroden en gaan daar een reactie aan onder afgifte of opname van elektronen.
11.94
In een elektrolysecel wordt een chemische reactie afgedwongen door stroomdoorgang. Er is
dus een stroombron nodig, die de stroom levert die door de cel wordt verbruikt.
11.95
a
+
b
Zie de tekening rechts.
Het Br- ion staat een elektron af aan de
positieve elektrode en fungeert dus als
reductor.
11.96
De sterkste oxidator zal het eerst reageren, en dat
is Hg 2•. Aan de negatieve elektrode slaat kwik
neer.
11.97
Een metaal kan geen elektronen opnemen, ook
niet als het meta111 als elektrode wordt gebruikt.
Afstaan van elektronen gebeurt aan de postieve
elektrode. Vergelijking:
Cu -; Cu 2• + 2 e-
11.98
De sterkste oxidator in een oplossing van een
natriumzout is H2 0. Dat zal dus eerder aan de
negatieve elektrode reageren dan de
natriumionen.
Je kunt ook zeggen: al zou er natrium ontstaan,
dan zou dat meteen met water reageren onder
vorming van natriumionen en waterstof.
11.99
a
b
2 H2 0(1)-+ 0 2 (g) + 4 H+ + 4 e2 H2 0(1) + 2 e--; H2(g) + 2 OW, of 2 H+ + 2 e--; H2 (g)
11.100
a
b
so.2- en H20.
c
d
Als reductor staat alleen H2 0 in BINAS tabel 48. Deze reageert dus.
2 H2 0(1) + 2 e--; H2 (g) + 2 OW
2
2
Cu • en H2 0. Van deze twee is Cu • de sterkste oxidator. Deze reageert volgens
2
Cu • + 2 e--; Cu
CuBr2 oplossing
Curie WIO 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.101
a
19.
De stroombron moet het potentiaalverschil in de te elektrolyseren oplossing overwinnen
en dus een groter potentiaalverschil hebben. Antwoord B is de juiste keuze.
Stroombron
b
(hoeft geen elektrochemische cel te zijn)
e-
.Elektrolyse
e-
e-
11.102
Volgens de halfreacties gaat het bij opladen en stroomleveren om de vaste stoffen Pb,
PbS04 en Pb0 2 . Deze zijn alledrie slecht oplosbaar in zwavelzuur. (In de praktijk zal toch
wel een kleine hoeveelheid lood ionen in het zwavelzuur terechtkomen).
11.103
a
b
c
d
11.104
a
b
c
11.105
a
b
Het te zuiveren koper moet in oplossing worden gebracht, dus elektronen afstaan.
Het onzuivere Cu moet dus dienst doen als positieve pool.
Ook het Sn gaat in oplossing als Sn".
Omdat Sn2 + een zwakkere oxidator is dan cu 2•, blijft het in oplossing.
In het onzuivere koper bevindt zich ook zilver. Bij de afbraak van de negatieve pool
komt dit vrij. Het is een te zwakke reductor om elektronen af te staan en het slaat dus
als zilvermetaal neer.
Een fietsstuur is bedekt met een chroomlaagje. Dat is er door elektrolyse op gebracht.
Een cd bestaat uit PVC. Dit wordt gemaakt door polymerisatie van vinylchloride
(chlooretheen), dat is gevormd uit etheen en chloor. Het laatste is een
elektrolyseproduct van natriumchloride.
Zoutzuur wordt gevormd uit de elektrolyseproducten waterstof en chloor.
De reacties bij de elektrolyse van natriumchloride-oplossing zijn:
positieve pool:
2 Cl- _, Cl2 + 2 enegatieve pool: 2 H20 + 2 e- _, H2 + 2 OW
totaalreactie:
2 Cl- + 2 H20 _, Cl 2 + H2 + 2 OHEr wordt dus zoveel Cl 2 en OW gevormd als volgens de vergelijking met elkaar
reageert. Er is dus geen extra chloorgas nodig voor de bereiding van bleekwater.
2 (k)mol NaCI (58,44 (k)g) levert volgens de vergelijking 1 (k)mol NaOCI 93,89 (k)g.
Dus 58,44 kg NaCI levert 93,89 kg NaOCI.
x kg NaCI levert 1,00 kg NaOCI.
58 4
x
.4 kg·1,oo kg 0,622 kg (NaCI) als minimaal nodige hoeveelheid.
93,89 kg
De formule van kaliumchloraat is KCI0 3 .
1 mol (74,56 g) KCI levert 70 % van 1 mol (122,6 g) KCIO" dus 85,82 g KCl0 3 .
74,56 g KCI levert 85,82 g KCI03 .
7450 g.250 g
y gram KCI levert 250 g KCIO" dus y
= 217 g.
85,82 g
=
=
c
d
=
= '
11.106
a
Ja, hierbij is een membraan gewenst om de volg reactie waarbij hypochloriet wordt
gevormd te voorkomen.
Curie
20
vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
b
c
Cl2(g) + 2 snaq)--> 2 Cl-(aq) + Br2(aq)
3,00 kmol chloor levert 3,00 kmol broom.
Uit de structuurformule volgt de molecuulformule C 15 H120 2Br4
1
De molaire massa is 543,85 ~ mol1
127 kg TBBA is dan 127 • 10 g/543,85 g mol- =0,234•10 3 mol
3
3
Dit bevat 4 • 0,234 • 10 mol Br = 0,934 • 10 mol of 0,943 kmol.
0,934 kmol 10001 _
401
•
10 - 31 ,
10.
Ren demen t
3,00kmol
11.107
De formule van jarosiet is (NH 4),Fe6(0H)12(S04).. Dat zijn 12 • 1 + 4 • 2 = 20 minladingen.
Daartegenover staan 2 plusladingen van de ammonium ionen. Er blijven dan nog 18
3
minladingen over, die door 6 Fe ionen worden geneutraliseerd. In jarosiet is Fe dus Fe +.
11.108
a
b
c
d
11.109
a
b
1 roosten:
2 ZnS + 3 0 2 --> 2 ZnO + 2 S02
2 oplossen:
ZnO + 2 H+ -> Zn 2+ + H20
2
3 reinigen:
Me2' + Zn --> Me + Zn + (Me is Cd, Co of Cu)
2
4 elektrolyseren: Zn ' + 2 e---> Zn
redox: 1, 3, 4; zuur-base: 2.
endotherm: 1, 4; exotherm: 2, 3.
Als zwavelzuur in overmaat aanwezig zou zijn, zou het zinkpoeder eerst met de H+
ionen reageren tot Zn2' en zouden de andere metalen dus niet worden neergeslagen.
2 S02 + 2 H20 + 02--> 2 H2S04 (of 4 H+ + 2
Als je vergelijkingen 1 en 2 optelt, zie je:
2ZnS+302 -->2ZnO +2S02
1x
ZnO + 2 H+ --> Zn" + H20
2x
so/-)
2 ZnS + 3 02 + 4 H' -> 2 Zn 2+ + 2 H20+ 2 S02
c
11.110
a
b
11.111
a
b
c
d
Per mol ZnS komt 1 mol ZnO en 1 mol S02 vrij.
Per mol ZnO is 1 mol zwavelzuur nodig. Dit wordt gevormd uit 1 mol SO" net zoveel als
ook uit 1 mol ZnS vrijkomt.
Er is dus geen extra zwavelzuur nodig (afgezien van verliezen).
Er komt nergens in het proces zuurstof vrij. Die moet dus constant worden aangevoerd.
Een procestechnoloog is een chemisch ingenieur of chemicus die fabrieksprocessen
ontwerpt of verbetert.
Opleiding tqt chemisch ingenieur (Delft, Eindhoven, Twente) of technoloog (Groningen).
Procestechnologen in de biochemie worden in Wageningen opgeleid. Ook universitaire
chemici kunnen zich als procestechnoloog specialiseren.
Plastics, geneesmiddelen, soda, waterstofperoxide
Natriumchloride.
In Twente (Hengelo) en in Noord-Groningen (Delfzijl).
Door een pijpleiding, als pekel. (Maar pekel is sterk corrosief!)
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
11.10 Metaalwinning
11.112
Nieuwe begrippen kunnen zijn:
Hoogoven:
oven van 30 à 40 m hoog, diameter 6 à 9 m, van binnen bekleed met
vuurvaste steen
Toeslagstoffen:
stoffen die met silicaten e.d. in het erts reageren
Slak:
vloeibare silicaten e.d. die zich onder in de hoogoven verzamelen
Hoogovencement:
cement bereid uit slak
Ruwijzer:
ijzer als product van het hoogovenproces, bevat± 4% koolstof.
11.113
a
b
11.114
a
b
Fe20 3 +3C0-72Fe+3C0 2
CaC03 -7 Cao + C02
Fe komt in Fe20 3voor als Fe3+. Het wordt Fe 0 , heeft dus drie elektronen opgenomen.
Zure toeslagstoffen: stoffen die reageren met (basische) metaaloxiden.
Basische toeslagstoffen: stoffen die reageren met (zure) niet-metaaloxiden.
cao vormt zo calciumfosfaat.
De samenstelling van de toeslag is afhankelijk van de samenstelling van het erts.
Toeslagstoffen zijn nodig om de verontreinigingen in het ijzererts te binden, zodat dit
kan worden verzameld als slak die op het gesmolten ijzer drijft. 1.n de slak komen o.a.
silicaten en fosfaten voor.
11.115
Voordeel
De hoogoven gaat continu door, dus is er continue productie van ijzer. De hoogoven blijft,
eenmaal aangestoken en op bedrijfstemperatuur gekomen, steeds in gebruik.
Nadeel
Voor groot onderhoud moet de hoogoven buiten bedrijf worden gesteld, en dan ligt de totale
productie van die oven stil.
Een ander nadeel van continue productie zijn de hogere salariskosten. Er bestaan
toeslagen voor onregelmatig, 's nachts en in het weekend werken.
11.116
a
b
c
d
e
f
g
h
Cu,Au
Een folie is een dun laagje metaal, maar dikker dan een verguld-laagje.
Een folie wordt gemaakt door een metaalkorrel te pletten of uit te walsen.
Cu 2S + 02 -7 2 Cu + 802
Cu 2S + 2 e- _, 2 Cu + s 2Kopererts delven, bevrijden van ganggesteente, verhitten aan de lucht.
Goud is gedegen (als puur goud) in ertsen te vinden en kan dus worden uitgesmolten of
uitgeloogd (klassieke methode, nog in Latijns-Amerika in gebruik: met kwik).
Koper is halfedel, goud edel, dat betekent dat ze niet snel (Cu) of helemaal niet (Au)
door zuurstof, water of zuren worden aangetast. IJzer is onedel en roest dus wel.
22
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
Afsluiting
11.117
a
b
c
11.118
a
b
c
11.119
Eén OW ion en één 02- ion hebben samen een lading -3. Het ijzer is dus Fe3•.
2 Fe(OH)O -+ Fe203 + H,O
Dit is geen redoxreactie, want zowel voor als na de pijl is ijzer aanwezig als Fe3 •.
De leerling moet kaliumjodide oplossen, want broom in de linkerkamer van de cel kan
wel elektronen onttrekken aan jodide, maar niet aan chloride.
Broom neemt de elektronen op die het jodide afstaat. De elektronen lopen dus van B
naar A.
Als er nog broom over is wanneer de cel is uitgeput, is er kennelijk geen jodide meer.
a
6 (k)mol C (72,06 (k)g) levert 4 (k)mol (223,4 (k)g) Fe. Hetzelfde voor tonhoeveelheden.
1,0 • 103 kg Fe
x • 103 kg C levert
72,06·10 3 kg· 1,0·103 kg
x = ----~~--~
223,4. 1o" kg
x =0,32 • 103 kg of 0,32 ton (cokes).
b
(1) Een groot deel van de cokes is nodig als brandstof om de benodigde hoge
(2)
(3)
11.120
a
b
temperatuur te bereiken.
De gebruikte cokes is niet zuiver.
Er ontsnapt gas bij het vullen van de hoogoven.
Cl,+ 2 Br--+ 2 Cl-+ Br2
Per liter zeewater is 0,067 g Br- opgelost, dat is 0,067 / 79,90 g mor' = 0,84 • 10_. mol
Er is de helft van het aantal mol Cl 2 nodig, dus 0.42 • 10-4 mol of 0,84 • 1O_. mol • 70,90
1
g mo10,030 gram chloor.
Jood staat lager dan chloor en broom in BINAS tabel 48. Het heeft dus een kleine
oxidatorsterkte, te klein om bromide of chloride te kunnen oxideren.
Je kunt ook zeggen: chloride en bromide hebben een te kleine reductorsterkte om
elektronen aan jood te kunnen afstaan.
=
c
11.121
a
negatieve elektrode:
positieve elektrode:
Ni-+ Ni2+ + 2 e02 + 4 e--+ 2 0 2-
b,c
elektronen
+~ooi
o,-
-pool
Curie vwo 2b • Antwoorden Hoofdstuk 11
d
8,0 mol% is Y 20" dus 92,0 mol% is Zr0 2.
Ga uit van 100 mol, dan is nodig:
8,0 • 225,82 1806,56 g Y20 3 en 92,0 • 123,22 11 336,24 g Zr0 2.
Totaal 13142,28 g elektrolyt. Voor 100 g elektrolyt moetje dus delen door 131,4228.
Dus van Y203 is nodig 1805,56 /131,4228 = 13,7 g Y20 3.
Bij de negatieve pool moet het elektrolyt met de brandstof, de reductor in aanraking
komen. Bij de positieve elektrode mag alleen de zuurstof reageren. Het keramische
materiaal zorgt voor het transport van de gevormde oxide ionen.
Nikkel heeft geen invloed op de bronspanning. Het is een vaste stof en telt dus niet mee
in een evenwichtsconstante-berekening. Omdat waar nikkel zit iets anders niet
aanwezig kan zijn kan nikkel wel invloed hebben op het aantal deeltjes dat per seconde
reageert, dus op de stroomtserkte.
=
e
f
11.122
=
+
a
-1
1
te v erchromen
voorwerp
Cr
'
u L
'
b
c
11.123
a
b
c
cr>•(aq)
-- -
elektrode van chroommetaal
(zodat er geen andere metaalionen
in de oplossing komen en [Cr3+] constant blijft)
oplossîng van chroom(lll)zout
Verchromen verloopt met dichromaat langzamer dan met chroomionen, omdat er voor
het omzetten van Cr2o,2- in Cr3+ tijd nodig is.
3
Halfreactie dichromaat: Gr20,2- + 14 H' + 6 e---+ 2 Cr ' + 7 H20
1x
Halfreactie chroom:
er"+ 3 e---+ Cr
2x
Gecombineerd:
Cr20,2- + 14 H' + 12 e---+ 2 Cr + 7 H20
Volgens BINAS tabel 40 Ais het smeltpunt van aluminiumoxide 2345 K.
Voor het bereiken van zo'n hoge temperatuur is enorm veel energie nodig.
Mengen met aluminiumfluoride en kryoliet verlaagt het smeltpunt honderden graden:
energiebesparing dus.
Blijkbaar wordt Al 20 2F,2- omgezet in AIF 6 3-; de zuurstof wordt met C in C0 2 omgezet.
Dat levert de volgende halfvergelijking:
Al 20 2F/- + C + 8 F---+ 2 AIF 6 3- + C02+ 4 e1,00 kg aluminium is 1000g / 26,98 g moi-1 37,06 mol.
23
Hiervoor is nodig 3 • 37,06 111,19 mol elektronen, dus 111,19 • 6,022 • 10 =
23
669,6 • 10 elektronen.
Massa 669,6 • 1023 • 9,1094 • 10-31 kg= 6096 • 10-a of 6,096 • 10-5 kg.
De kosten aan elektronen bedragen dan 6,096 • 10-5 • 1,5 • 104 =€9,144 • 10-1 =
€ 0,91 per kg Al.
=
=