64H06D2 Redoxreacties A (ingevuld) PDF

Preview

Summary

2 REDOXREACTIES2 REDOXREACTIES: HERHALING BASIS2.1 DefinitieChemische reacties kunnen onder meer ingedeeld worden naar mechanisme van de reactie. Men onderscheidt de ionenuitwisselingsreacties: waarbij een uitwisseling van ionen gebeurt en het oxidatiegetal van de elementen ongewijzigd blijft zoals ...

Description

2 REDOXREACTIES 2.1 REDOXREACTIES: HERHALING

BASIS

2.1.1 Definitie Chemische reacties kunnen onder meer ingedeeld worden naar mechanisme van de reactie. Men onderscheidt - de ionenuitwisselingsreacties: waarbij een uitwisseling van ionen gebeurt en het oxidatiegetal van de elementen ongewijzigd blijft zoals blijkt uit onderstaand voorbeeld. Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + +II -II +I +I +VI –II +II +VI –II

2 H2O +I -II

- de redoxreactie: waarbij een uitwisseling van elektronen optreedt en het oxidatiegetal van sommige aanwezige elementen gewijzigd wordt. Het element waarvan het OG daalt, ondergaat de reductie (vermindering) doordat het elektronen opneemt. Het element waarvan het OG toeneemt, ondergaat de oxidatie doordat het elektronen afstaat. Ca + H2SO4  CaSO4 + H2 0 +I +VI –II +II +VI –II 0



Een reductie (red) is een chemisch proces waarbij een atoom - vermindert in OG. - elektronen opneemt of naar zich toehaalt. - een meer negatieve (of minder positieve) lading verkrijgt. - gereduceerd wordt. - oxiderend werkt = doet oxideren = een oxidator is (OX).



Een oxidatie (ox) is een chemisch proces waarbij een atoom - toeneemt in OG. - elektronen afstaat of van zich laat wegschuiven. - een meer positieve (of minder negatieve) lading verkrijgt. - geoxideerd wordt. - reducerend werkt = doet reduceren = een reductor is (RED).



In eenzelfde reactie komen beide processen steeds gelijktijdig voor omdat het aantal afgestane elektronen gelijk is aan het aantal opgenomen elektronen. Vandaar de naam redoxreactie van reductie-oxidatiereactie. Merk op dat bij een redoxreactie de oxidator gereduceerd wordt en de reductor geoxideerd.

2.1.2 Praktische hulpregel om het oxidatiegetal te bepalen Het oxidatiegetal OG is het bindingsvermogen van een atoom. Dit bindingsvermogen wordt bepaald door de elektrische lading die door het atoom, werkelijk of denkbeeldig, wordt gedragen. Het OG van de elementen varieert tussen welbepaalde uiterste waarden, bepaald door de ligging van het element in het PSE. Voor een welbepaald element is het maximale positief OG steeds het positieve groepsnummer en is het minimale negatief OG gelijk aan het

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

291

groepsnummer min acht. Nooit bedraagt de waarde van het OG meer dan + VII en minder dan -IV. Voor de bepaling van het OG van een element in concrete verbindingen volgt men enkele vuistregels.

A Minerale verbindingen De som van de oxidatiegetallen van al de aanwezige atomen is gelijk aan de rechtsboven vermelde lading. In een enkelvoudige stof leest men het OG onmiddellijk af uit de symbolische voorstelling. In een samengestelde stof berekent men het geldige OG van de elementen waarbij steeds geldt dat het OG van O = -II (uitzonderlijk -I of +II in resp. peroxiden en fluorverbindingen: H2O2, OF2) H = +I (uitzonderlijk -I in hydriden: NaH, CaH2) F = -I (meest elektronegatieve element) elementen uit groep I A = +I elementen uit groep II A = +II elementen uit groep III A = +III

Voorbeelden Enkelvoudige stoffen Cl 2

Cl -

Na+

Al

O2-

S8

Ne

0

-I

+I

0

-II

0

/

Samengestelde stoffen SO42+VI -II

HSO31+I +IV -II

Ca3(PO4)2 +II +V -II

B

1.OG(S) + 4.OG(O) 1 x + 4.(-II)

=-2 =-2 x=+6

1.OG(H) + 1.OG(S) + 3.OG(O) = - 1 1 (+I) + 1x + 3 (-II) = - 1 x=+4

3.OG(Ca) + 2.OG(P) + 8.OG(O) = 0 3 (+II) + 2x + 8 (-II) = 0 x=+5

Koolstofverbindingen

Koolstofverbindingen zijn atoomverbindingen. Hiervoor bepaalt men het oxidatiegetal via de denkbeeldige lading. Elk gemeenschappelijk elektronenpaar wordt denkbeeldig volledig ter beschikking gesteld van het atoom met de grootste elektronegatieve waarde. Elk ‘gegeven’ elektron betekent een lading +I, elk ‘ontvangen’ elektron betekent een lading -I.

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

292

Voorbeelden

H C O H O OG(H)=+I

OG(O)=-II

OG(C)=+II

H

H H

C

C

H

H

H

O

C1 C2 O H

OG(H)=+I

H

OG(O)=-II

OG(C1)=-III

OG(C2)=+I

Oefeningen Bepaal het OG van elk koolstofatoom in CH2=CHOH

CH3COCH3

OG(C1) = -II OG(C2) = 0

OG(C1) = -III OG(C2) = +II OG(C3) = -III

CH3COOH

CH3OC2H5

OG(C1) = -III OG(C2) = +III

OG(C1) = -II OG(C2) = -I OG(C3) = -III

CH3Cl

CH3NH2

OG(C1) = -II

C

OG(C1) = -II

Opgaven

1 Onderzoek of volgende reacties al dan niet redoxreacties zijn. 2 KI + +I -I

CuCl 2 + +II -I

Cl 2 0



2 KCl + I2 +I -I 0

2 NaOH  2 NaCl + Cu(OH)2 +I -II +I +I -I +II -II +I

redoxreactie

geen redoxreactie

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

293

2 Lees aandachtig onderstaand artikel uit chemische feitelijkheden, KNCV.

Een jaarwisseling betekent tijd voor champagne, oliebollen en appelflappen, maar natuurlijk ook vuurwerk. Veel verschillende soorten vuurwerk worden op oudejaarsnacht afgestoken: vuurwerk dat knalt, dat fluit en dat mooi kleurt, maar hoe worden deze effecten nu veroorzaakt? Het maken van vuurwerk was eeuwenlang een ware kunst. Via experimenten ontdekte men chemische recepten en mengprocessen, die generatie op generatie als familiegeheim werden overgedragen. Een van de oudste en meest bekende mengsels is zwart buskruit, dat nog steeds als basis voor de explosieve reactie in vuurwerk dient. Bijvoorbeeld voor het knaleffect in rotjes of als voortdrijvende lading bij vuurpijlen. Het zwarte buskruit is een mengsel van salpeter (kaliumnitraat KNO3), houtskool (C) en zwavel (S). Bij de ontsteking treden twee ‘overall’ reacties op: 16 KNO3 2 KNO3

+

S8

+ 3C



8 K2SO4



K2CO3

+

+

16 NO

N2

+ CO2

+ CO

De warmte die bij deze reacties vrijkomt ontsteekt de andere stoffen die met het buskruit zijn gemengd. De lichteffecten worden verkregen door het buskruit te mengen met metaalpoeders, bijvoorbeeld ijzervijlsel voor ‘zilveren’ regen. De mooie kleuren ontstaan door het gebruik van metaalverbindingen zoals zouten van strontium Sr (rood), barium (groen), natrium (geel), cadmium (groen) en koper (blauw). Bij een oscillerende (toenemende en weer afnemende) verbranding van een mengsel bij het oppervlak van een dunne geperste kolom in een open buisje ontstaat een fluitende toon. Het type mengsel is kenmerkend voor de toonhoogte. Dankzij de verbeterde kennis van de vastestofchemie is de kwaliteit en de veiligheid van het vuurwerk toegenomen. Maar wees voorzichtig, want … je blijft een rund als je met vuurwerk stunt!

 Duid aan in bovenstaande reactievergelijkingen waar de reductie optreedt en waar de oxidatie optreedt. Omcirkel het reductordeeltje in het blauw, het oxidatordeeltje in het rood.

 De mooie kleuren als gevolg van het gebruik van metaalverbindingen berusten niet op een redoxreactie. Verklaar bondig hoe die kleuren ontstaan.

Vlamproeven: door energie-invoer verplaatst het elektron zich naar een schil die verder van de kern gelegen is (= aangeslagen toestand), bij het terugvallen naar een positie dichter bij de kern, wordt het teveel aan energie afgestaan onder de vorm van licht

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

294

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

295

2.2 OPSTELLEN VAN REDOXREACTIEVERGELIJKINGEN

U

Stappenplan voor het opstellen van redoxreactievergelijkingen via de redoxbrug 1 Het gekende gedeelte van de reactievergelijking in formuletaal schrijven, met de deeltjes zoals ze werkelijk voorkomen: ionen voor zouten, zuren en basen; moleculen voor enkelvoudige stoffen en oxiden. Het aantal deeltjes wordt hierbij niet vermeld, enkel de soort. 2 Per atoomsoort het OG aanduiden. De deeltjes met een element waarvan het OG verandert behouden. 3 Afzonderlijk de reductie- en oxidatiereactie opschrijven via deelreacties op de redoxbrug, rekening houdend met de index bij het betrokken element in de formule van het materiedeeltje. 4 Elektronenbalans EB in evenwicht brengen. Gebruik het kleinste gemeen veelvoud. 5 Ladingsbalans LB in evenwicht brengen met H3O1+ of OH1- (zuur of basisch midden). 6 Atomenbalans AB in evenwicht brengen (wet van Lavoisier, massabehoud) met H 2O. Na deze stap bekomt men de essentiële reactievergelijking. 7 Indien gevraagd de stoffenreactievergelijking (stoffen als moleculen) schrijven.

Verkorte weergave Leid via de redoxbrug de stoffenreactievergelijking af voor de reactie tussen chloorgas en kaliumjodaat in basisch midden waarbij kaliumchloride en kaliumperjodaat ontstaan. Cl 2 0

K1+ +I

+

+

IO31-  K1+ +V -II +I

Redoxbrug met EB

Cl 2 0

Cl1- + K1+ -I +I

+

+ IO41+VII -II

Ox 1 x 1 x (-2e-) + I 1O31-  Cl 1+V –II -I

+ IO41+VII -II

Red 1 x 2 x (+1e-) +

1 Cl 2 LB

0 Cl 2

AB

1 IO31-



2 Cl 1-

+

1 IO41-

1 21- + 2 OH1-  3+ IO31- + 2 OH1-  2 Cl 1-

Cl 2  2 I 11

+ IO41-

O 5  4 + 1xO H 2  0 + 2xH

Cl 2

+ IO31-

Cl 2

+

SRV

1-

K1+ KIO3

+

2 OH1-



2 Cl 1-

2 K1+  2 K1+ + 2 KOH  2 KCl +

+ IO41K1+ KIO4

+

+

H2O

H2O

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

296

Uitgewerkt voorbeeld – stap per stap Leid via de redoxbrug de stoffenreactievergelijking af voor de reactie tussen chloorgas en kaliumjodaat in basisch midden waarbij kaliumchloride en kaliumperjodaat ontstaan. Cl2 + KIO3  KCl + KIO4 K1+

1 Cl 2 + 2 0

+ IO31- 

+I

+V –II

K1+ +I

3 Redoxbrug: Ox + I1O31+V –II

+

K1+ +

-I

Te behouden deeltjes zijn: Cl 2 + IO31-  Cl1-

Cl 2 0

Cl 1-

+

IO41-

+I

+ IO41-

(Cl2 = ES niet in ionen)

+VII -II

(K1+: geen OG, andere deeltjes behouden)

1 x (-2e -) Cl 1- + IO41-I +VII -II



2 x (+1e-)

Red

4 Elektronenbalans EB: Ox 1 x 1 x (-2e-) Cl 2 0

+ IO31-  +V –II

Cl 1-I

+ IO41+VII -II

Red 1 x 2 x (+1e-) EB

1 IO31- 

1 Cl 2 +

2 Cl 1-

+

1 IO41-

5 Ladingsbalans LB: Cl 2 0

+ IO31-  2 Cl 1- + IO4112113+ 2 OH1- 

Cl 2

+ IO31-

(totale lading per deeltje) (ladingtotaal per lid) (ladingen in evenwicht)

+

2 OH1-  2 Cl1-

+

IO41-

+

2 OH1-  2 Cl1-

+

IO41-

6 Atomenbalans AB = ERV: Cl 2

+ IO31-

Cl 2  2 I 11 Cl 2

+ IO31-

+

O 5  4 + 1xO H 2  0 + 2xH

(aantal O te kort is steeds de helft van aantal H)

2 OH1-

+ IO41-

 2 Cl 1-

+

H2O

(essentiële reactievgl.)

7 Stoffenreactievergelijking SRV: Cl 2

+

IO31K1+

Cl 2

+

KIO3 + 2 KOH 

+

2 OH1-  2 K1+ 

2 Cl1- + IO412 K1+ K1+ 2 KCl

+

H2O (ontbrekende ionen terug)

+ KIO4 +

H2O

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

297

Oefening: Een ‘kwik’ kloppend hart (zie https://videolab.avnet.kuleuven.be/video/?id=bb9d85a78599689c3040068586234a8a) Bespreking gefilmd experiment: Een dikke druppel kwik wordt in een horlogeglas gebracht en bedekt met een laagje kaliumdichromaat K2Cr2O7 (opgelost in zwavelzuur H2SO4). Het oranje Cr2O72- wordt door kwikmetaal gereduceerd tot het groene Cr3+. Het kwikmetaal wordt door het dichromaation geoxideerd tot Hg1+-ionen waarbij Hg2SO4 wordt gevormd die als een film de kwikdruppel bedekt. Deze film verlaagt de oppervlaktespanning van de kwikdruppel waardoor de druppel platter wordt. Vervolg experiment: De afgeplatte kwikdruppel wordt daarna met een ijzeren nagel benaderd. Wanneer de nagel de kwikdruppel raakt, neemt de oppervlaktespanning opnieuw toe waardoor de kwikdruppel boller wordt en niet langer de nagel raakt. Vanaf dan herhaalt het proces zich wat resulteert in een ritmische beweging zoals een kloppend hart. Leid de stoffenreactievergelijking af voor het platter worden van de kwikdruppel. 2K+ + Cr2O72- + 2H+ + SO42- + Hg  Cr3+ + Hg1+ +I +VI -II +I +VI -II 0 +III +I Te behouden deeltjes zijn: Cr2O72- + Hg 

Cr3+

+

Hg1+

3 Redoxbrug: Ox Cr2O72+VI Red

+

Hg1 0



1 x (-1e-) Cr3+ +III

+

Hg1+ +I

2 x (+3e-)

4 Elektronenbalans EB: Ox 6 x 1 x (-1e-) Cr2O72+VI

EB

+

Hg1 0



Cr3+ +III

+

Hg1+ +I

Red 1 x 2 x (+3e-) 1 Cr2O72- + 6 Hg1  2 Cr3+ + 6 Hg1+

5 Ladingsbalans LB: Cr2O72-2

+ 6 Hg  2 Cr3+ + 6 Hg1+ 0  +6 +6 2 12+ + 14 H3O+Cr2O72- + 6 Hg + 14 H3O+  2 Cr3+

6 Atomenbalans AB = ERV: Cr2O72- + 6 Hg + 14 H3O+  2 Cr3+ Cr 2  2 O 21  0 + 21 x O Hg 6  6 H 42  0 + 42 x H

(totale lading per deeltje) (ladingtotaal per lid) (ladingen in evenwicht) + 6 Hg1+

+ 6 Hg1+ (aantal O te kort is steeds de helft van aantal H)

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

298

Cr2O72- + 6 Hg + 14 H3O+  2 Cr3+ reactievgl.) 7 Stoffenreactievergelijking SRV: Cr2O72+K+

+ 6 Hg +

14 H3O+

 2 Cr3+

14H2O 14H+ +7SO42K2Cr2O7

+

6Hg

+

7H2SO4



+ 6 Hg1+

+ 6 Hg1+ 2K+

+ 21 H2O

(essentiële

+ 21 H2O 14H2O

+7SO42Cr2(SO4)3

+ 3 Hg2SO4

+

K2SO4

+

14 H2O

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

299

Stappenplan voor het opstellen van redoxreactievergelijkingen via de halfreacties 1 Het gekende gedeelte van de reactievergelijking in formuletaal schrijven, met de deeltjes zoals ze werkelijk voorkomen: ionen voor zouten, zuren en basen; moleculen voor enkelvoudige stoffen en oxiden. Het aantal deeltjes wordt hierbij niet vermeld, enkel de soort. 2 Per atoomsoort het OG aanduiden. De deeltjes met een element waarvan het OG verandert behouden. 3 De deelreacties van respectievelijk de oxidatie en reductie weergeven als volgt: reductie  oxidator1 + n e-  reductor1 oxidatie  reductor2  oxidator2 + n eIn elke halfreactie wordt onmiddellijk het aantal atomen van de oxidator en reductor in evenwicht gebracht. 4 Per halfreactie de ladingsbalans en daarna de atoombalans in evenwicht brengen. De halfreacties vind je ook in de tabel met de redoxpotentialen (zie verder). 5 Daarna wordt de elektronenbalans in orde gebracht en beide halfreacties opgeteld. Men bekomt de essentiële reactievergelijking. 6 Indien gevraagd de stoffenreactievergelijking (stoffen als moleculen) schrijven.

Voorbeeld Leid via de halfreacties de stoffenreactievergelijking af voor de reactie tussen een KI-oplossing en een KMnO4-oplossing in H2SO4-midden waarbij Mn2+ en I 2 ontstaan.

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

300

2.3 EXPERIMENTELE STUDIE VAN REDOXREACTIES MET TERNAIRE VERBINDINGEN GEEN LPD Te gebruiken als oefenmateriaal voor het schrijven van RV – geïllustreerd met experimenten De aard van de reactieproducten, die ontstaan bij een redoxreactie, hangt af van verschillende factoren. Spelen onder andere een rol: 1. de aard van de reagentia, wat verband houdt met de E0-waarde: zie verder 2. de pH van het reactiemidden: zuur, neutraal of basisch 3. de concentratie van de reagentia

2.3.1 De aard van de reagentia Reageren metalen met een zuur dan gebeurt dit volgens een redoxreactie. Afhankelijk van de aard van het metaal en de aard van het zuur worden echter andere reactieproducten gevormd. Dit wordt geïllustreerd door magnesium- en kopermetaal in contact te brengen met verschillende zuren.

1A

De reactie tussen magnesium- en kopermetaal met geconcentreerd waterstofchloride

Met magnesium ontstaat onder andere waterstofgas; met koper treedt geen reactie op. De verklaring hiervan volgt verder. 1B

De reactie tussen kopermetaal met geconcentreerd salpeterzuur

Er ontstaat een blauwe oplossing en een roestbruin gas. Koper wordt geoxideerd tot Cu2+ en NO31- wordt gereduceerd tot het roestbruine NO2 Leid de stoffenreactievergelijking af voor de beschreven redoxreactie

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

301

2.3.2 De pH van het reactiemidden Het midden kan de aard van de eindproducten van een redoxreactie bepalen. Zo wordt KMnO4 gereduceerd tot Mn2+ in zuur milieu, tot MnO2 in neutraal milieu en tot MnO42- in basisch milieu.

MnO4

2A

-

zuur midden Mn2+

neutraal midden MnO2

basisch midden MnO42-

De reactie tussen kaliumjodide en kaliumpermanganaat in zuur midden

In een proefbuis worden een KMnO4-oplossing en enkele druppels H2SO4 gebracht. Voegen we druppelsgewijs KI -oplossing toe, dan verdwijnt de paarse kleur van KMnO4 omdat het kleurloze Mn2+ ontstaat. Met zetmeel wordt vastgesteld dat I 2 gevormd werd. Leid de stoffenreactievergelijking af voor de beschreven redoxreactie:

Wij en chemie 64-Werkgroep 3degraad–Bisdommen Mechelen-Brussel en Hasselt –SLO Chemie KU Leuven

302

2B

De reactie tussen kaliumjodide en kaliumpermanganaat in neutraal midden

Aan een neutrale KI-oplossing wordt KMnO4-oplossing toegedruppeld en de pH-waarde van het reactiemengsel gecontroleerd met een universeelindicator. De paarse kleur van KMnO4 verdwijnt. Er ontstaat een lichtgele I2-oplossing waarin onoplosbaar, zwart MnO2 zweeft. De pH verandert van neutraal naar basisch. Leid de stoffenreactievergelijking af voor de beschreven redoxreactie:

2C

De reactie tussen kaliumjodide en kaliump...