5H redoxreactie

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo
• Leerjaar 5

Hoofdstuk 9

Elektronen overdracht les doelen

• Jullie leren hoe een redox reacties te beschrijven
  
• Jullie leren hoe een redox reacties te herkennen
  
• Jullie leren wat een reductor en een oxidator is
  

H9 Redox reacties 

-Elektronen overdracht

-Redox reacties

- Energie uit redox reacties

-Energie opslag met redox reacties

Reactie tussen magnesium en zuurstof

-Proefje: verbranding van magnesium lint 

-Wat kunnen we waarnemen?

-Reactievergelijking schrijven

-Wat is er voor de pijl en na de pijl

Reactie tussen magnesium en zuurstof: verklaring

Reactie vergelijking: 2Mg (s) + O₂(g) -> 2MgO(s)

Voor: metaal en moleculaire stof... Na zout....hoe kan dat?

Micro niveau

Magnesium staat 2 elektronen af en TEGELIJKERTIJD

Zuurstof neemt 2 elektronen op.

Na de reactie, hebben beide stoffen 8 elektronen in hun buiten schil (oktetregel)

Reactie tussen magnesium en zuurstof: verklaring

Reactie vergelijking: 2Mg (s) + O₂(g) -> 2MgO(s)

Tijdens deze reactie, vindt een elektronenoverdracht plaats DUS is het maken van magnesium oxide (MgO) een REDOX REACTIE.

Je herkent een redoxreactie aan de verandering van de lading van de deeltjes. De totale lading voor en na de pijl blijft hetzelfde.

Nu oefenen:

Noteer voor elke van de onderstaande reactie of het gaat om een redox reactie of een zuur-base  reactie.

Fe(s) + O₂(g)=> 2FeO(s)

KOH(s) + H⁺(aq)=> H₂O(l) + K⁺(aq)

Li(s) + F₂(g) => 2LiF(s)

Oxidator

• Neemt elektronen op
• Elektronenacceptor
• Voorbeeld chloor:

Cl2 (g) + 2 e- -> 2 Cl-

Niet-metalen zijn in het algemeen oxidatoren

Reductor

• Staat elektronen af
• Elektronendonor
• Voorbeeld ijzer:

Fe (s) -> Fe2+ + 2 e-

Metalen zijn in het algemeen reductoren

Redoxkoppels

Voorbeeld chloor: Cl2 + 2 e- -> 2 Cl-

• In het voorbeeld is chloor oxidator (neemt e- op).
• Er ontstaat Cl-, dit is een reductor.
• Cl2 en Cl- noemen we samen een redoxkoppel.

Vorige les: Redoxreactie en elektronenoverdracht

Je kunt een redoxreactie herkennen aan het feit dat ladingen van deeltjes veranderen. Bv. het ontstaan of verdwijnen van ionen.

Redoxreacties herkennen

Voorbeeld: 2 Na (s) + Cl₂ (g) -> 2 NaCl (s)

• Na (s) voor de pijl heeft geen lading, na de reactie is dit Na+ geworden (in een zout).
• Cl₂ (g) voor de pijl heeft geen lading, na de reactie is dit Cl- geworden.
• Na heeft dus een elektron afgestaan aan Cl2.
• Na is reductor, Cl2 is oxidator.

Is dit een redox reactie?
Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl

1. Ja
2. Nee
3. Weet ik niet

Halfreacties  blz. 20

• In een half reactie wordt weergegeven hoeveel elektronen een deeltje afstaat of opneemt.
  
•  Lijst van  halfreacties  is in Binas 48
• Elke redoxreactie bestaat eigenlijk uit 2 halve reacties: 1 van de oxidator en 1 van de reductor.
  

Half reacties

Twee halfreacties (red en ox) samen opgeteld geven de totaalreactie.
 O₂ +4e- -> 2O^2-        x 2  1  oxidator
 Mg => Mg²⁺   +  2e-   x4 2  reductor
2Mg + O2  + 4e- => 2MgO + 4e-

BINAS 48

-Lijst van half reacties van redoxkoppels

-Links van de pijl: oxidator

Rechts van de pijl de reductor

-Achter de half reactie bevindt zich een waarde: 

de standardelektrodepotentiaal

 standardelektrodepotentiaal: maat van de sterkte van de redoxkoppel.

-Des te hoger de waarde is des te sterker is de oxidator

-Des te lager de waarde is des te sterker is de reductor

Wat is de halfreactie als ijzerpoeder reageert in een redoxreactie? Gebruik Binas 48.

1. Fe -> Fe2+ + 2 e-
2. Fe2+ + 2e- -> Fe
3. Fe3+ + e- -> Fe2+
4. Fe2+ -> Fe3+ + e-

Sterkte oxidatoren/reductoren

• Redoxreactie vindt plaats als sterkste oxidator hoger staat dan de sterkste reductor.
• "Bergafwaarts" = reactie verloopt wel.
• "Berg op" = geen reactie.
• Zie volgende slide.

Zuur of basisch milieu

-Sommige stoffen zijn sterker als oxidatoren als er H⁺ deeltjes aanwezig zijn.  Bv waterstofperoxide

Zuur of basisch milieu

-Sommige stoffen zijn sterker als reductoren  als er OH^- deeltjes aanwezig zijn.  Bv Aluminium metaal

Opstellen redoxreactie

1. Schrijf op welke deeltjes je hebt

2. Zoek de sterkste OX en schrijf de halfreactie

3. Zoek de sterkste RED en schrijf de halfreactie van rechts naar links

4. Check of de OX boven de RED staat in B48

5. Maak de elektronen gelijk door vermenigvuldigen factoren

6. Tel op

bij een redox reactie...

1. ...worden elektronen opgenomen door de oxidator
2. ...worden elektronen opgenomen door de reductor
3. ...worden protonen opgenomen door de oxidator
4. ...worden protonen opgenomen door de reductor

Welke stof is de reductor?

Na+H​2​​O−>Na​+​​+OH​−​​

1. Na
2. H​2​​O
3. Na​+​​
4. OH​−​​

Welke stof is de oxidator?

Mg+2Ag​+​​−>Mg​2+​​+2Ag

1. Mg
2. Mg​2+​​
3. Ag
4. Ag​+​​

Is het een oxidator, reductor of beide, sleep naar het juiste blok.

Oxidator

Oxidator & Reductor

Reductor

Ba

Al³⁺

Se

S^2-

H⁺

Fe²⁺

Cu⁺

Zn

Welke van onderstaande reacties is een redoxreactie?

1. 
2. Mg+2H​+​​→Mg​2+​​+H​2​​
3. 
4. 

Zijn dit wel of geen redoxreacties, sleep naar het juiste blok.

Redoxreactie

GEEN Redoxreactie

2 Al + 3 Br₂ --> 2 AlBr₃

HCN + OH^- --> CN^- + H₂O

BaCl₂ --> Ba²⁺ + 2 Cl^-

2 HCl + Mg --> H₂ + Mg²⁺ + 2Cl^-

H⁺ + OH^- --> H₂O 

Fe + 3 Ag⁺ --> Fe³⁺ + 3 Ag

Maak de volgende onvolledige halfreacties af (in je schrift): 

maak ze kloppend en plaats de elektronen aan de juiste kant

1. ... NO2 + ... H2O → ... N2 + .... OH–
2. ... N2 + .... H+ → .... NH3 
3. ... NH4+   + ... H2O → ... NO2-  + ...H+ 

Bedenk bij elke reactie of het om een RED of OX gaat die reageert.

uitwerking onvolledige halfreacties afmaken

2. N2 + 6H+ 6 e-  → 2 NH3 

3. NH4+ + 2H2O → NO2- + 8H+ +  6 e-

1. helemaal uitgewerkt:

Vragen t/m 8.2

1 of 2 opdrachten samen maken

Lees paragraaf 8.3

Hierna volgt een vraag waarbij je de info uit deze paragraaf nodig hebt

Edele metalen

Onedele metalen

Zeer onedele metalen

goud

zilver

zeer zwakke reductor

zink

aluminium

ijzer

redelijk sterke reductor

natrium

calcium

kalium

zeer sterke reductor

Elektrochemische cel

• Batterij of accu
• Oxidator en reductor bevinden zich apart van elkaar, maar zijn verbonden via een stroomdraad en een zoutbrug/membraan.
• Beweging van ionen en elektronen zorgt voor een elektrische stroom.

Onderdelen elektrochemische cel

1) twee gescheiden halfcellen (één voor
    oxidator en één voor reductor) met
    elektrolyt (elektrisch geleidende
    oplossing

2) een elektrode (elektrisch geleidend
    materiaal) in elke halfcel

3) verbinding (stroomdraad) tussen
     elektroden

4) zoutbrug (gevuld met zoutoplossing)

in plaats van een zoutbrug wordt ook wel een ion-
selectief semi-permeabel membraan gebruikt

vaak van een (edel)metaal of grafiet

Linker halfcel:

Door ontstaan van Zn2+ ionen, moeten Cl- ionen uit de zoutbrug naar links

(om de ontstane + lading te compenseren)

Rechter halfcel:

Door verdwijnen van Cu2+ ionen, moeten Na+ ionen uit de zoutbrug naar rechts

(om de verdwenen + lading te compenseren)

Sluiten van stroomkring

De Daniell cel

1836: verbetering van de 'zuil van Volta' (de eerste 'batterij') door John Frederic Daniell

Bij de elektrochemische cel of batterij:

De OX en de RED zijn gescheiden, de stroom loopt als de kring wordt gesloten.

Welk deeltje zal als reductor reageren in de redoxreactie die plaatsvindt, wanneer de Daniell cel stroom levert?

RED

de sterkste RED zal reageren, waar vind je welke de sterkste is?

1. Zn
2. Cu
3. Zn​2+​​
4. Cu​2+​​

Welk deeltje zal als oxidator reageren in de redoxreactie die plaats vindt wanneer de Daniell cel stroom levert?

OX

de sterkste RED zal reageren, waar vind je welke de sterkste is?

1. H​2​​​​​O
2. SO​4​2−​​
3. Zn​2+​​
4. Cu​2+​​

De reductor en oxidator zijn van elkaar gescheiden en kunnen dus niet direct elektronen aan elkaar elektronen overdragen. De halfcellen zijn met elkaar verbonden, waardoor de elektronen toch, via een omweg, indirect kunnen worden doorgegeven. De elektronen stromen dan...

1. via de zoutbrug van de Zn-elektrode naar de Cu-elektrode
2. via de zoutbrug van de Cu-elektrode naar de Zn-elektrode
3. via de stroomdraad van de Zn-elektrode naar de Cu-elektrode
4. via de stroomdraad van de Cu-elektrode naar de Zn-elektrode

Een batterij of elektrochemische cel heeft twee polen: een + pool en een - pool. Maar welke is de + pool en welke is de - pool in de Daniell cel?

1. de elektrode waar de reductor reageert is de + pool
2. de elektrode waar de oxidator reageert is de + pool
3. de Zn elektrode is de - pool
4. de Cu elektrode is de - pool

De ladingsverschuiving door de halfreacties moet worden gecompenseerd. Om de stroomkring te sluiten en een stroom te laten lopen, bewegen de...

1. elektronen via de zoutbrug van de rechter halfcel naar de linker halfcel
2. elektronen via de zoutbrug van de linker halfcel naar de rechter halfcel
3. ionen uit de ene halfcel stromen via de zoutbrug naar de andere halfcel
4. de + en - ionen uit de zoutbrug stromen elk naar een andere halfcel

De ionen uit de zoutbrug zorgen dus voor de compensatie van de ladingsverschuiving. Om de stroomkring te sluiten en een stroom te laten lopen, bewegen de...

1. natriumionen uit de zoutbrug naar de linker halfcel
2. natriumionen uit de zoutbrug naar de rechter halfcel
3. chloride-ionen uit de zoutbrug naar de linker halfcel
4. chloride-ionen uit de zoutbrug naar de rechter halfcel

Halfcel van reductor

Halfcel van oxidator

- pool

+ pool

e- stroomt hierheen

e- stroomt hier vandaan

+ ionen stromen hierheen

- ionen stromen hierheen

Cu elektrode in Daniell cel

Zn elektrode in Daniell cel

elektrode neemt e- op

elektrode geeft e- af

Brandstofcel

Brandstof + zuurstof

Membraan: laat H+ (proton) zich verplaatsen, maar e- bewegen alleen maar door metalen heen (dus niet door de membraan).

Elke cel heeft zijn eigen halfreactie.

Brandstofcel

• Elektrochemische cel met voortdurende aanvoer van reagerende stoffen.

• Ox: O2 + 4 H+ + 4 e- -> 2 H2O
• Red: H2 -> 2 H+ + 2 e- (2x)
• Totaal: 2 H2 + O2 -> 2 H2O

H+ tegen elkaar wegstrepen.

0

Redox reacties herkennen

Kijk naar de deeltjes voor en de pijl: lading-verandering?

Redox?

JA

Redox?

NEE

Redox?

JA