Chemie Overal 5e ed - Hoofdstuk 10 - Redoxreacties oefentoetsen & antwoorden

In een zuurbase-reactie is er sprake van protonenoverdracht (H+-overdracht). Een zuur kan een H+ afstaan en een base kan een H+ opnemen. In een redoxreactie is er sprake van elektronenoverdracht (e—overdracht). Een reductor staat elektronen af en een oxidator neemt elektronen op. Een reductor staat elektronen af en een oxidator neemt elektronen op. In BINAS Tabel 48 worden de halfreacties van de reductor en oxidator weergegeven, waarin ook af te lezen is dat een reductor een elektron (of elektronen) afstaat en dat een oxidator een elektron (of elektronen) opneemt. Halfreactie 1 vindt plaats in een basisch milieu, aangezien er voor de pijl OH—ionen aanwezig zijn. Deze ionen zorgen ervoor dat de halfrectie plaatsvindt in een basisch milieu. Halfreactie 2 vindt plaats in een zuur milieu, aangezien er voor de pijl H+-ionen aanwezig zijn. Deze ionen zorgen ervoor dat de halfreactie plaatsvindt in een zuur milieu. Daarnaast kan de notatie H+ ook worden vervangen naar H3O+, aangezien H3O+-ionen ook zorgen voor een zuur milieu. Het principe van een zuur-basetitratie geldt ook voor een redoxtitratie. Bij een zuur-basetitratie hebben in het equivalentiepunt alle zure deeltjes gereageerd met de base. Bij redoxtitraties hebben in het equivalentiepunt alle oxidatordeeltjes gereageerd met reductordeeltjes. De berekeningen bij redoxtitraties zijn hetzelfde als bij zuur-basetitraties. Een voordeel van een redoxtitratie ten opzichte van een zuur-basetitratie is dat de deelnemende stoffen bij het equivalentiepunt vaak zelf van kleur veranderen. Hierdoor is het niet altijd nodig om een indicator toe te voegen. Aan de negatieve elektrode van een elektrochemische cel vindt altijd de halfreactie van de reductor plaats. Een reductor is een deeltje die zijn elektronen afstaat. Aanvulling: aan de positieve elektrode van een elektrochemische cel vindt altijd de halfreactie van de oxidator plaats. Aan de negatieve elektrode bij elektrolyse vindt altijd de halfreactie van de oxidator plaats. Een oxidator is een deeltje die elektronen opneemt. Aanvulling: aan de positieve elektrode bij elektrolyse vindt altijd de halfreactie van de reductor plaats. De werking van een elektrochemische cel is dus het tegenovergestelde van de werking van elektrodes bij elektrolysereacties.  Halfreactie 1 hoort bij een oxidator, aangezien er elektronen voor de pijl staan en dus AgCl elektronen opneemt. Halfreactie 2 hoort bij een reductor, aangezien er elektronen na de pijl staan en dus Ca elektronen afstaan. OX AgCl (s) + e- 🡪 Ag (s) + Cl- (aq) x 2 RED Ca (s) 🡪 Ca2+ (aq) + 2 e- x 1 OX 2 AgCl (s) + 2 e- 🡪 2 Ag (s) + 2 Cl- (aq)RED Ca (s) 🡪 Ca2+ (aq) + 2 e-___________________________________________________ +-TOTAAL 2 AgCl (s) + Ca (s) 🡪 2 Ag (s) + 2 Cl- (aq) + Ca2+ (aq)Let bij op stellen van deze totaalvergelijking op de volgende punten: Halfreactie 1 moet vermenigvuldigd worden met 2. Hierdoor staan er in deze halfreactie 2 elektronen, net zoals in halfreactie 2. Wanneer de elektronen in beide halfreacties aan elkaar gelijk zijn, mogen de twee halfreacties worden opgeteld. In de totaalvergelijking staan achter de pijl Cl—ionen en Ca2+-ionen. Wanneer er twee of meer ionen achter de pijl staan moet er in BINAS Tabel 45A gecontroleerd worden of deze ionen geen neerslag vormen. De combinatie tussen Ca2+ en Cl- is een ‘g’. Beide ionen zijn dus goed oplosbaar in water. Er zal geen neerslag worden gevormd. Wanneer er een combinatie ‘s’ in BINAS Tabel 45A staat bij de desbetreffende ionen wordt er een neerslag gevormd. Achter de pijl moet dan de verhoudingsformule komen te staan van het slecht oplosbare zout. Stanaardelektrodepotentiaal halfreactie 1 (OX): + 0,22 V Standaardelektrodepotentiaal halfreactie 2 (RED): - 2,87  V△V0 =  Vox – Vred = 0,22 - - 2,87 = 0,22 + 2,87 = 3,09 V. △V0 = 3,09 V dus een aflopende reactie. De reactie verloopt.  De functie van het membraan in het midden van een elektrochemische cel is om de twee halfreacties waaruit de totale redoxreactie bestaat gescheiden te houden. Het membraan zorgt ook voor een gesloten stroomkring. Een gesloten stroomkring is nodig om elektriciteit te kunnen leveren. De negatieve elektrode van een elektrochemische cel hoort bij de halfreactie van de sterkste reductor. We noteren hieronder alle aanwezige deeltjes in deze elektrochemische cel en bekijken in Binas Tabel 48 welk deeltje de sterkste reductor is. Cr: REDCr3+: OXNO3-: OXNa+: OXCl-: REDCl2:  OXDe sterkste reductor in Binas Tabel 48 is Li (s) met een standaardelektrodepotentiaal van -3,04 V. De eerste reductor die we van beneden naar boven tegenkomen is Cr. De elektrode met chroom (Cr) is dus de negatieve elektrode van deze elektrochemische cel. Platina (Pt) is dan automatisch de positieve elektrode. De elektronen bewegen altijd van de negatieve elektrode (-) naar de positieve elektrode (+).  Dus de elektronen bewegen altijd van reductor (RED) naar oxidator (OX). De elektrode aan de linkerkant is de reductor en de negatieve elektrode en de elektrode aan de rechterkant is de oxidator en de positieve elektrode. De elektronen bewegen in deze elektrochemische cel dus van links naar rechts.De halfreacties zijn te vinden in Binas Tabel 48. De halfreactie van de sterkste reductor is: Cr (s) 🡪 Cr3+ + 3 e-De halfreactie van de sterkste oxidator is: Cl2 (g) + 2 e- 🡪 2 Cl-  De halfreacties zijn te vinden in BINAS Tabel 48. Halfreactie 1: 2 HCIO + 2 H+ + 2 e- 🡪 Cl2 + 2 H2O Halfreactie 2: 2 I- 🡪 I2 + 2 e-De elektronen zijn in beide halfreacties aan elkaar gelijk. De halfreacties mogen dus bij elkaar opgeteld worden. Redoxreactie: 2 HCIO + 2 H+ + 2 I- 🡪 Cl2 + 2 H2O + I2Jood (I2) is volgens BINAS Tabel 48 een oxidator. Jood (I2) neemt namelijk elektronen op. Als jood de oxidator is, dan moet glucose de reductor zijn en dus elektronen afstaan. De totale redoxreactie wordt hieronder weergegeven. C3H8O3 + 2 H5IO6 🡪 2 H2CO + HCOOH + 2 IO3- + 2 H+ + 5 H2O Om te achterhalen hoe je de twee halfreacties opstelt is het belangrijk om de tekst boven de opgave eerst goed te lezen. Stap 1Perjoodzuur is een zuur en zal er dus in de halfreactie H+-ionen aanwezig moeten zijn. Deze stof is een oxidator, dus moeten er in de halfreactie ook e- voor de pijl aanwezig zijn. Halfreacties uit BINAS Tabel 48 halen. Halfreactie 1: H5IO6 + H+ + 2 e- 🡪 IO3- + 3 H2O Halfreactie 2: C3H8O3 + H2O 🡪 2 H2CO + HCOOH + 4 H+ + 4 e-Stap 2 De elektronen in beide halfreacties zijn niet aan elkaar gelijk. De eerste halfreactie moet worden vermenigvuldigt met 2. Halfreactie 1: 2 H5IO6 + 2 H+ + 4 e- 🡪 2 IO3- + 6 H2O Halfreactie 2: C3H8O3 + H2O 🡪 2 H2CO + HCOOH + 4 H+ + 4 e-Stap 3De elektronen mogen nu tegen elkaar worden weggestreept.Als je beide halfreactie optelt kom je weer uit op de totale redoxvergelijking. Halfreactie 1: 2 H5IO6 + 2 H+ + 4 e- 🡪 2 IO3- + 6 H2O Halfreactie 2: C3H8O3 + H2O 🡪 2 H2CO + HCOOH + 4 H+ + 4 e-Redoxreactie: C3H8O3 + 2 H5IO6 🡪 2 H2CO + HCOOH + 2 IO3- + 2 H+ + 5 H2O  Voorbeelden van juiste overeenkomsten zijn:Er wordt (bij beide processen) zuurstof gevormd. Er wordt (bij beide processen) koolstofdioxide gebruikt/omgezet. Er wordt (bij beide processen) water gebruikt/omgezet. Er ontstaat (bij beide processen) een brandstof/organische stof. De processen zijn endotherm. De processen vinden plaats in een levend organisme. De processen maken gebruik van redoxreacties. Waterstof is een reductor, dus er is een oxidator nodig. Er komen elektronen vrij bij de omzetting van waterstof tot waterstofionen, dus er is een oxidator nodig. De halfreactie van waterstofgas tot waterstofionen is te vinden in Binas Tabel 48. H2 (g) 🡪 2 H+ (aq) + 2 e-Deze halfreactie hoort bij de halfreactie van een reductor, aangezien er elektronen worden afgestaan. Voor een redoxreactie is naast een reductor ook een oxidator nodig. De elektronen bewegen altijd van de negatieve elektrode (-) naar de positieve elektrode (+).  Dus de elektronen bewegen altijd van reductor (RED) naar oxidator (OX). De elektronen bewegen dus van elektrode B naar elektrode A, aangezien elektrode B de reductor (RED) is en elektrode A de oxidator (OX).