Hoofdstuk 9

Scheikunde hoofdstuk 9 - Reacties en Stroom

9.1 Redoxreacties
Je leert dat er reacties zijn waarbij elektronen betrokken zijn. Daarbij spelen de begrippen reductor en oxidator een belangrijke rol.
Redoxreacties
Zoutzuur bevat H+(aq) en Cl-(aq). Bij de reactie van magnesium met zoutzuur ontstaat onder andere waterstofgas, H2(g). Bij deze reactie verdwijnt de vaste stof magnesium. Daarna blijkt dat magnesiumionen in de oplossing aanwezig zijn. De reactie die heeft plaatsgevonden, kun je alsvolgt weergeven: Mg(s) + 2 H+(aq) --> Mg2+(aq) + H2(g).
De magnesiumatomen hebben elektronen afgestaan. Een deeltje dat elektronen afstaat, is een reductor. Die elektronen zijn door de H+(aq) ionen opgenomen. Een deeltje dat elektronen opneemt, is een oxidator. Bij deze reactie zijn de elektronen van de reductor, Mg(s), overgegaan naar de oxidator, H+(aq). Een reactie waarbij elektronen overgaan van een reductor naar een oxidator heet redoxreactie.

Een reductor is een deeltje dat elektronen afstaat; een oxidator is een deeltje dat elektronen opneemt. Bij een redoxreactie vindt overdracht van elektronen plaats.

Halfreacties
Als je van een deeltje wilt weten of dit een oxidator of een reductor is, moet je kijken of het deeltje elektronen kan opnemen of afstaan.
Voorbeeld 1
Van een element zwavel ken je zwavelatomen, S, en zwavelionen, S2-. Dat betekent dat een zwavelatoom twee elektronen moet opnemen om een zwavelion te worden. Een zwavelatoom is dus een oxidator en een zwavelion een reductor.
S + 2 e- --> S2- en S2- --> S + 2 e-
Zo'n vergelijking waarin elektronen voorkomen is een halfreactie.
Voorbeeld 2
Van het element koper ken je koperatomen, Cu, en koperionen, Cu2+. Dat betekent dat een koperatoom twee elektronen afstaat, als het een koperion wordt. Een koperatoom is dus een reductor. De halfreactie is: Cu --> Cu2+ + 2 e-
Voorbeeld 3
Van het element ijzer ken je de volgende deeltjes: Fe, Fe2+ en Fe3+. Het ijzer(II)ion kan dus zowel oxidator als reductor zijn. Er zijn twee halfreacties van Fe2+:
Fe2+ als oxidator: Fe2+ + 2 e- --> Fe

Fe2+ als reductor: Fe2+ --> Fe3+ + e-

Redoxreacties opstellen
Zeker bij ingewikkelde redoxreacties stel je de redoxreactie op met behulp van halfreacties.

1. Schrijf de halfreactie van de reductor op.
2. Schrijf de halfreactie van de oxidator op.
3. Zorg ervoor dat het aantal elektronen dat wordt afgestaan gelijk is aan het aantal elektronen dat wordt opgenomen.
4. Tel beide halfreacties op en zet de toestandsaanduiding erbij. (redoxreactie of totaalreactie)

Voorbeeld
Stel met behulp van halfreacties de vergelijking op van de reactie tussen aluminum en zoutzuur.

1. Al --> Al3+ + 3 e-
2. 2 H+ + 2 e- --> H2
3. Vermenigvuldig de eerste halfreactie met 2 en de tweede halfreactie met 3.
2 Al --> 2 Al3+ + 6 e-
6 H+ + 6 e- --> 3 H2
4. 2 Al(s) + 6 H+(aq) --> 2 Al3+(aq) + 3 H2(g)

9.2 Redoxreacties met metalen
Je gaat onderzoeken welke redoxreacties mogelijk zijn. Je leert het verschil tussen sterke en zwakke oxidatoren en reductoren.
Oxidator- en reductorsterkte

Uit de proeven van opdr 12 blijkt dat niet altijd een reactie verloopt als een oxidator en een reductor bij elkaar worden gebracht. Uit de waarnemingen bij de eerste proef blijkt dat als je ijzer bij een kopersulfaatoplossing doet, de blauwe kleur van de kopersulfaatoplossing verdwijnt. Op het plaatje ijzer ontstaat een rood-bruine stof, koper. De vergelijking van de reactie die plaatsvindt is: Cu2+(aq) + Fe(s) --> Fe2+(aq) + Cu(s)
Bij deze raecite ontstaan een nieuwe ixudatir, Fe2+(aq), en een nieuwe reductor, Cu(s). Uit de tweede proef blijkt dat de teruggaande reacite niet plaatsvindt. Blijkbaar zijn de oxidator
Fe2+ en de reductor Cu te zwak om met elkaar te reageren. Dat betekent dat de reductor Fe sterker is dan de reductor Cu en dat de oxidator Cu2+ sterker is dat de oxidator Fe2+.
Bij een redoxreactie zijn de reductor en de oxidator voor de pijl sterker dan de reductor en de oxidator na de pijl.

Rangschikking van oxidatoren en reductoren
Op grond van experimenten kun je oxidatoren en reductoren naar sterkte rangschikken. De sterkste oxidator staat bovenaan en naar beneden toe worden de oxidatoren steeds zwakker. De sterkste reductor staat onderaan; naar boven toe worden de reductoren steeds zwakker. Met behulp van deze tabel kun je voorspellen of een bepaalde redoxreactie wel of niet zal verlopen. (blz 36 boek / Binas Tabel 48)

oxidatoren reductoren
Au3+ sterkste K
Ag+ Ba
Hg+ Ca
Cu2+ Na
H+ Mg
Pb2+ Al
Fe2+ Zn
Zn2+ Fe
Al3+ Pb
Mg2+ H
Na+ Cu
Ca2+ Hg
Ba2+ Ag
K+ zwakste Au

9.3 Redoxreacties met niet-metalen
Je leert hoe je uit experimenten kunt afleiden hoe je oxidatoren en reductoren kunt rangschikken naar sterkste. Je zult zien dat tabel 48 uit Binas heel belangrijk is.
De halogenen als oxidator
In groep 17 van het periodiek systeem staan de halogeenatomen. De halogenen bestaan uit de twee-atomige moleculen: F2, Cl2, Br2, I2. Deze moleculen zijn oxidatoren. Reageren ze als oxidator dan ontstaan de halogenide-ionen: F-, Cl-, Br- en I-.

Tabel 48

Een uitgebreide lijst met oxidatoren en reductoren staan in tabel 48 van je Binas. De oxidatoren zijn van boven naar beneden gerangschikt naar afnemende sterkte. De sterkte van de reductoren in de rechterkolom neemt van boven naar beneden toe. Bij de sterkste oxidator, F2, hoort dus de zwakste reductor, F-. Met behulp van tabel 48 kun je voorspellen of een redoxreactie kan verlopen.
In tabel 48 neemt van boven naar beneden de oxidatorsterkte af en de reductorsterkte toe.

Voorspellen redoxreactie
Hoe voorspel je met behulp van tabel 48 of een redoxreactie verloopt?
1. Inventariseer welke deeltjes in de oplossing aanwezig zijn.
2. Zoek de sterkste oxidator.
3. Zoek de sterkste reductor.
4. Zoek in tabel 48 op of OX en RED sterk genoeg zijn om met elkaar te reageren.
5. Schrijf de halfreactie van de oxidator op.
6. Schrijf de halfreactie van de reductor op.
7. Leid hieruit de redoxreactie af.

Voorbeeld
Reageert broom met een ijzer(II)chloride-oplossing?
1. Br2(aq), Fe2+(aq) en Cl-(aq)
2. Br2(aq)
3. Fe2+(aq)
4. Omdat Br2 een sterkere oxidator is dan Fe3+ (en Fe2+ een sterkere reductor dan Br-) zal deze redoxreactie verlopen.
5. Br2 + 2e- --> 2 Br-

6. Fe2+ --> Fe3+ + e-
7. 2 Fe2+ + Br2 --> 2 Fe3+ + 2 Br-

9.4 Batterijen
Hoe werkt een batterij?
Een spanningsbron
De docent zet een staaf zink in een bekerglas met een zinknitraatoplossing en een staaf koper in een kopersulfaatoplossing. De twee staven worden doormiddel van snoertjes en een ampèremeter met elkaar verbonden. Vervolgens worden de twee oplossingen via een zoutbrug met elkaar verbonden en heb je een batterij.

De Daniell-cel
De spanningsbron die je in de proef van opdracht 39 hebt gezien, staat bekend als de Daniell-cel. In deze cel vindt een redoxreactie plaats. Hierbij reageert de sterkste oxidator, Cu2+(aq), met de sterkste reductor, Zn(s). De elektronen die door de zinkatomen worden afgestaan, worden niet rechtstreeks door de koperionen opgenomen. Dit kan omdat de oxidator niet in contact komt met de reductor. Ze reageren op afstand met elkaar. De elektronen gaan via de zinkstaaf en een koperdraad naar de koperstaaf. Hier kunnen ze reageren met de koperionen waarbij vast koper onstaat. Als de Daniell-cel spanning levert, zal de zinkstaaf (de reductor) lichter worden en de koperstaaf zwaarder.

Elektrochemische cellen

Bij een elektrochemische cel reageert een reductor 'op afstand' met een oxidator. De elektronen worden dan via een draad van de reductor naar de oxidator overgedragen. Daardoor loopt door de draad een elektrische stroom. De staven die in de vloeistof staan heten elektroden. Deze kunnen stroom geleiden.
Er zijn twee soorten elektroden:
- elektroden die meereageren.
- elektroden die gebruikt worden als 'elektronenaanlegsteiger'; deze elektroden reageren zelf niet mee, ze geven alleen de elektronen door.
De elektrode is van een materiaal gemaakt dat de stroom geleidt zoals een metaal of koolstof. Een batterij is een voorbeeld van een elektrochemische cel.
Een elektrochemische cel moet aan de volgende voorwaarden voldoen:
- Er is een oxidator en een reductor die met elkaar kunnen reageren.
- De reductor en de oxidator zijn van elkaar gescheiden.
- Er is een gesloten stroomkring.

De positieve en negatieve elektrode
Uit de halfreacties die aan de elektroden plaatsvinden, is af te leiden of de elektrode een positieve of een negatieve lading heeft. In de Daniell-cel vinden de volgende halfreacties plaats: reductor - Zn(s) --> Zn2+ + 2 e- oxidator - Cu2+ + 2 e- --> Cu(s)
Bij de zinkstaaf ontstaan uit zinkatomen positieve zinkionen. Deze ionen gaan in oplossing en de elektronen blijven achter in de staaf. Hierdoor wordt de zinkstaaf negatief geladen. Bij de negatieve elektrode reageert de reductor. Bij de koperstaaf nemen de koperionen uit de oplossing elektroden op uit de staaf. Hierdoor zal de staaf een tekort aan elektronen krijgen en dus een positieve lading hebben. Bij de positieve elektrode reageert de oxidator.

Een gesloten stroomkring

De stroomkring bestaat uit twee delen:
- Een metalen draad zorgt voor de verbinding tussen de twee elektroden. Het ladings-transport hierin vindt plaats door vrije elektronen. Die gaan dus van de negatieve elektrode door de draad naar de positieve elektrode.
- Een zoutburg zorgt voor de verbinding tussen de twee oplossingen. Een zoutburg is een buis die gevuld is met elektrlytoplossing. Dat is een oplossing van zout. In de oplossing en de zoutbrug zorgen vrije ionen voor het transport van de lading. Door het verplaatsen van de ionen blijven de oplossingen elektrisch neutraal.
Het is ook mogelijk om het ionen transoprt via een soort scheidingswand te laten verlopen. Zo'n scheidingswand heet een membraan. Een membraan is niets anders dan een speciaal soort filter. Vaak kan maar één soort ionen door het membraan heen. Je spreekt dan van een ionselectief membraan.

9.5 Elektrolyse
Wat is elektrolyse en hoe geef je daarbij de reacties die plaatsvinden weer?Elektrochemische cel of elektrolyse
In een elektrochemische cel is sprake van een spontane redoxreactie op afstand. Niet alle redoxreacties kunnen verlopen. Met behulp van tabel 48 kun je voorspellen of een redoxreactie wel of niet verloopt. Als gevolg van een redoxreactie levert de elektrochemische cel stroom.
Bij elektrolyse worden de oxidatoren en reductoren, die niet spontaan met elkaar kunnen reageren, 'gedwongen' tot een reactie. Door stroom door een oplossing te sturen, kunnen zwakke oxidatoren en reductoren wel met elkaar reageren.
Elektrolyse is een gedwongen redoxreactie.

Elektrolyse
Een ontledingsreactie die plaatsvindt onder invloed van elektrische stroom heet elektrolyse. Hiervoor heb je nodig:
- Een oplossing die je wilt ontleden.

- Een spanningsbron die gelijkstroom levert.
- Twee elektroden. De ene elektrode is verbonden met de plus, de andere met de min van de spanningsbron.
Aan de negatieve elektrode reageert de sterkste oxidator.
Aan de positieve elektrode reageert de sterkste reductor.

Het opstellen van de halfreacties bij elektrolyse
1a. Ga na welke deeltjes bij de positieve elektrode aanwezig zijn(+ en - trekt elkaar aan). Denk hierbij aan de elektroden, het oplosmiddel en het opgeloste zout.
1b. Ga na welke deeltjes bij de negatieve elektrode aanwezig zijn.
2a. Ga na wat bij de positieve elektrode de sterkste reductor is.
2b. Ga na wat bij de negatieve elektrode de sterkste oxidator is.
3. Schrijf de halfreacties op.

Voorbeeld
1a. + elektrode: SO42-, H2O en C
1b. - elektrode: Cu2+, H2O en C
2a. + elektrode: sterkste reductor is H2O
2b. - elektrode: sterkste oxidator is Cu2+. C staat niet in tabel 48 en is dus geen oxidator of reductor. So42- is geen reductor.
3. 2 H2O(l) --> O2(g) + 4 H+ + 4 e-

Cu2+ + 2 e- --> Cu(s)

De reductorsterkte van Cl-
In tabel 48 staan de reductoren gerangschikt in volgorde van reductorsterkte. Bij elektrolyse is er één deeltje waarvoor deze niet klopt en dat is Cl-. Als de reductoren H2O en Cl- bij de positieve elektrode aanwezig zijn, reageert als eerste de reductor Cl-. Volgens tabel 48 zou je dat niet verwachten, deze uitzondering moet je onthouden.

Aantastbare en onaantastbare elektroden
In de vorige paragraaf heb je al gezien dat er twee soorten elektroden zijn. Elektroden die kunnen meereageren en elektroden die dienen als 'elektronenaanlegsteiger'. In de proef van opdr 59 heb je gebruik gemaakt van koperelektroden. Bij de positieve elektrode reageert de sterkste reductor. Dat is in dat geval de koperelektrode. Door de elektrolyse wordt het elektrodemateriaal dan aangetast. Je spreekt van aantastbare elektroden. Voorbeelden van onaantastbare elektroden zijn koolstof en platina.