Polaris Scheikunde - Hoofdstuk 8 - Redox oefentoetsen & antwoorden

Een reductor staat elektronen af.Een metaalatoom zal als ion altijd een positief ion zijn, dus er zijn elektronen afgestaan. (Bijvoorbeeld Na → Na+ + e-)Een metaalatoom is dus altijd een reductor.Chloor kan elektronen opnemen om het chloor-ion te vormen.Redoxkoppel: Cl2 / Cl-Cl2 is hier de oxidator en Cl- is de geconjugeerde reductorEen redoxreactie kan je herkennen wanneer:Er een element verdwijnt of ontstaat.Een atoom of ion verandert van lading.De verflaag zorgt ervoor dat er geen zuurstof of water in aanraking kan komen met het ijzer. Hierdoor zal het ijzer niet gaan roesten (corroderen).Een titratie is een kwantitatieve analysetechniek, want je bepaalt hoeveel van een stof aanwezig is. Dit is wel een redoxreactie, want een metaalatoom verandert van lading.Oxidator: O2 (Het gaat van O2 naar O2- in het zout).Reductor: Al (Het gaat van Al naar Al3+ in het zout).Dit is geen redoxreactie, maar een zuurbase reactie (er is sprake van H+ overdracht).Dit is geen redoxreactie, maar een oplosvergelijking van een zout. De ionen veranderen niet van lading.Dit is wel een redoxreactie, want er ontstaat een element (Cu) na de pijl.Oxidator: Cu2+ (Het gaat van Cu2+ naar Cu)Reductor: H2 (Het gaat van H2 naar H+ in H2O) De oxidator neemt elektronen op en de reductor staat elektronen af.Oxidator: Hg2+\rm Hg^{2+}Hg2+Reductor: O2−\rm O^{2-}O2− $\rm 2\ H_2 \to 4\ H^+ + 4\ e^-$$\rm SO_4^{2-} + 10\ H^+ + 8\ e^- \to H_2S + 4\ H_2O$ $\rm MnO_4^{2-} + 8\ H^+ + 5\ e^- \to Mn^{2+} + 4\ H_2O$ Voor het zelf opstellen van halfreacties gebruik je het volgende stappenplan:Noteer de deeltjes voor en na de reactiepijl uit de opgave.Balanceer deze deeltjes behalve voor de O en de H.Maak de O-balans kloppend door waar nodig H2O toe te voegen.Maak de H-balans kloppend door waar nodig H+ toe te voegen.Maak de ladingsbalans kloppend door waar nodig e- toe te voegen. Als het geen zuur milieu is voer je ook stap 6 t/m 8 uit:Plaats aan beide kanten van de reactiepijl zoveel OH- als dat er H+ staat.Maak de halfreactie in orde door H+ en OH- aan dezelfde kant te vervangen door H2O.Streep waar nodig H2O voor en na de reactiepijl tegen elkaar weg.Zuur milieu, dus 5 stappen.ClO32−→Cl2\rm ClO_3^{2-} \to Cl_2ClO32−​→Cl2​2 ClO3−→Cl2\rm 2\ ClO_3^- \to Cl_22 ClO3−​→Cl2​2 ClO3−→Cl2+6 H2O\rm 2\ ClO_3^- \rightarrow Cl_2 + 6\ H_2O2 ClO3−​→Cl2​+6 H2​O2 ClO3−+12 H+→Cl2+6 H2O\rm 2\ ClO_3^- + 12\ H^+ \to Cl_2 + 6\ H_2O2 ClO3−​+12 H+→Cl2​+6 H2​O2 ClO3−+12 H++10 e−→Cl2+6 H2O\rm 2\ ClO_3^- + 12\ H^+ + 10\ e^- \to Cl_2 + 6\ H_2O2 ClO3−​+12 H++10 e−→Cl2​+6 H2​OZuur milieu, dus 5 stappen.C2H6O→C2H4O\rm C_2H_6O \to C_2H_4OC2​H6​O→C2​H4​OHet is al gebalanceerd.Het is al gebalanceerd.C2H6O→C2H4O+2 H+\rm C_2H_6O \to C_2H_4O + 2\ H^+C2​H6​O→C2​H4​O+2 H+C2H6O→C2H4O+2 H++2 e−\rm C_2H_6O \to C_2H_4O + 2\ H^+ + 2\ e^-C2​H6​O→C2​H4​O+2 H++2 e−Basisch milieu, dus 8 stappen.NO2−→NO3−\rm NO_2^- \to NO_3^-NO2−​→NO3−​Het is al gebalanceerd.NO2−+H2O→NO3−\rm NO_2^- + H_2O \to NO_3^-NO2−​+H2​O→NO3−​NO2−+H2O→NO3−+2 H+\rm NO_2^- + H_2O \to NO_3^- + 2\ H^+NO2−​+H2​O→NO3−​+2 H+NO2−+H2O→NO3−+2 H++2 e−\rm NO_2^- + H_2O \to NO_3^- + 2\ H^+ + 2\ e^-NO2−​+H2​O→NO3−​+2 H++2 e−NO2−+H2O+2 OH−→NO3−+2 H++2 e−+2 OH−\rm NO_2^- + H_2O + 2\ OH^- \to NO_3^- + 2\ H^+ + 2\ e^- + 2\ OH^-NO2−​+H2​O+2 OH−→NO3−​+2 H++2 e−+2 OH−NO2−+H2O+2 OH−→NO3−+2 H2O+2 e−\rm NO_2^- + H_2O + 2\ OH^- \to NO_3^- + 2\ H_2O + 2\ e^-NO2−​+H2​O+2 OH−→NO3−​+2 H2​O+2 e−NO2−+2 OH−→NO3−+H2O+2 e−\rm NO_2^- + 2\ OH^- \to NO_3^- + H_2O + 2\ e^-NO2−​+2 OH−→NO3−​+H2​O+2 e− Gebruik Binas tabel 48 om de juiste halfreacties te vinden.Aangezuurd, dus kan je een zuur milieu voor de oxidator gebruiken.Red2 I−→I2+2 e−\rm 2\ I^- \to I_2 + 2\ e^-2 I−→I2​+2 e−x1OxH2O2+2 H++2 e−→2 H2O\rm H_2O_2 + 2\ H^+ + 2\ e^- \to 2\ H_2OH2​O2​+2 H++2 e−→2 H2​Ox1TotaalH2O2+2 H++2 I−→2 H2O+I2\rm H_2O_2 + 2\ H^+ + 2\ I^- \to 2\ H_2O + I_2H2​O2​+2 H++2 I−→2 H2​O+I2​RedFe→Fe2++2 e−\rm Fe \to Fe^{2+} + 2\ e^-Fe→Fe2++2 e−x3OxMnO42−+2 H2O+3 e−→MnO2+4 OH−\rm MnO_4^{2-} + 2\ H_2O + 3\ e^- \to MnO_2 + 4\ OH^-MnO42−​+2 H2​O+3 e−→MnO2​+4 OH−x2Totaal3 Fe+2 MnO42−+4 H2O→2 Fe2++3 MnO2+8 OH−\rm 3\ Fe + 2\ MnO_4^{2-} + 4\ H_2O \to 2\ Fe^{2+} + 3\ MnO_2 + 8\ OH^-3 Fe+2 MnO42−​+4 H2​O→2 Fe2++3 MnO2​+8 OH−RedZn→Zn2++2 e−\rm Zn \to Zn^{2+} + 2\ e^-Zn→Zn2++2 e−x1OxSO42−+4 H++2 e−→SO2+2 H2O\rm SO_4^{2-} + 4\ H^+ + 2\ e^- \to SO_2 + 2\ H_2OSO42−​+4 H++2 e−→SO2​+2 H2​Ox1TotaalZn+SO42− +4 H+→Zn2++SO2+2 H2O\rm Zn + SO_4^{2-}  + 4\ H^+ \to Zn^{2+} + SO_2 + 2\ H_2OZn+SO42−​ +4 H+→Zn2++SO2​+2 H2​O GegevenVijzer=25,0 mL\rm V_{ijzer} = 25,0\ mLVijzer​=25,0 mL[Cr2O72−]=0,0150 M\rm [Cr_2O_7^{2-}] = 0,0150\ M[Cr2​O72−​]=0,0150 MVburet=12,0 mL\rm V_{buret} = 12,0\ mLVburet​=12,0 mLGevraagd[Fe2+]=? M\rm [Fe^{2+}] = ?\ M[Fe2+]=? MFormulen=Molariteit timesV\rm n = Molariteit \ times Vn=Molariteit timesVMolariteit=nV\rm Molariteit = \frac{n}{V}Molariteit=Vn​Berekeningndichromaat=0,0150×12,0=0,18 mmol Cr2O72−\rm n_{dichromaat} = 0,0150 \times 12,0 = 0,18\ mmol\ Cr_2O_7^{2-}ndichromaat​=0,0150×12,0=0,18 mmol Cr2​O72−​Molverhouding Cr2O72- : Fe2+ = 1 : 6, dus maal 6.nijzer=0,18×6=1,08 mmol Fe2+\rm n_{ijzer} = 0,18 \times 6 = 1,08\ mmol\ Fe^{2+}nijzer​=0,18×6=1,08 mmol Fe2+[Fe2+]=1,0825,0=0,0432 M\rm [Fe^{2+}] = \frac{1,08}{25,0} = 0,0432\ M[Fe2+]=25,01,08​=0,0432 MConclusieDe molariteit ijzer(II)-ionen is 0,0432 M.Noem twee van deze manieren met een goede uitleg.Je kan een beschermende laag aanbrengen waardoor de zuurstof en water niet bij het ijzer kunnen komen.Je kan een metaal aanbrengen met een lagere standaardelektrodepotentiaal. Dit opofferingsmetaal zal dan reageren in plaats van het ijzer.Je kan het ijzer verbinden met een spanningsbron die dan de elektronen levert aan de zuurstof en water om mee te reageren in plaats van met het metaal. Een redoxreactie verloopt wel als de oxidator sterker is dan de reductor. De oxidator staat dan boven de reductor in de tabel.Een redoxreactie verloopt niet als de oxidator zwakker is dan de reductor. De oxidator staat dan onder de reductor in de tabel.Uit proef 1 blijkt dat Au3+ (oxidator) boven Tl+ als reductor staat, want de reactie verloopt.Dus Au3+/Au(s) staat boven Tl3+/Tl+.Uit proef 2 blijkt dat Ag+ (oxidator) onder Tl+ als reductor staat, want deze reactie verloopt niet.Dus Ag+/Ag(s) staat onder Tl3+/Tl+.Uit proef 3 blijkt dat Sn4+ (oxidator) boven Tl (s) als reductor staat, want deze reactie verloopt.Dus Sn4+/Sn2+ staat boven Tl+/Tl(s).Uit proef 3 blijkt ook dat Sn2+ (oxidator) boven Tl (s) als reductor staat, want deze reactie verloopt.Dus Sn2+/Sn(s) staat boven Tl+/Tl(s).Uit tabel 48 halen we dat Au3+ boven Ag+ staat. Deze staat weer boven Sn4+ en Sn2+.Conclusie, sterkste oxidator naar zwakste oxidator:Au3+/Au(s)Tl3+/Tl+Ag+/Ag(s)Sn4+/Sn2+Sn2+/Sn(s)Tl+/Tl(s) De reactie gaat tussen aangezuurde kaliumpermanganaatoplossing en een kaliumjodide-oplossing. Uit Binas tabel 48 haal je vervolgens de juiste halfreactiesRed$\rm 2\ I^- \to I_2 + 2\ e^-$x5Ox$\rm MnO_4^- + 8\ H^+ + 5\ e^- \to Mn^{2+} + 4\ H_2O$x2Totaal$\rm 2\ MnO_4^- + 10\ I^- + 16\ H^+ \to 2\ Mn^{2+} + 5\ I_2 + 8\ H_2O$Red$\rm 2\ S_2O_3^{2-} \to S_4O_6^{2-} + 2\ e^-$x1Ox$\rm I_2 + 2\ e^- \to 2\ I^-$x1Totaal$\rm 2\ S_2O_3^{2-} + I_2 \to S_4O_6^{2-} + 2\ I^-$In de reactie verwdijnt jodide. In tabel 65B staat dat jodide een bruine/blauwe kleur heeft. Waneer deze kleur verdwenen is, dan heeft alle jodide gereageerd. Dit is dan het eindpunt van de titratie.Deze berekening is een terugtitratie. Eerst reageert een deel van de permanganaat met de lignine. Wat dan nog over is reageert met de jodide in reactie A om vervolgens het jood te titreren met thiosulfaat..Hier rekenen we eerst uit hoeveel jood is getitreerd en vervolgens hoeveel permanganaat er dan heeft gereageerd met lignine.Gegeven$\rm Massa\ celstof = 0,560\ g$$\rm [MnO_4^-] = 0,0185\ M$$\rm n_{titratie} = 2,10\ mmol\ S_2O_3^{2-}$GevraagdHet kappagetal, oftewel aantal mL kaliumpermanganaatoplossing per g celstof verbruikt.Formule$\rm n \frac{n}{Molariteit}$$\rm molverhoudingen$BerekeningBerekenen hoeveelheid jood dat getitreerd is met natriumthiosulfaat. Molverhouding S2O32- : I2 = 2 : 1, dus delen door 2.$\rm \frac{2,10}{2} = 1,05\ mmol\ I_2$ heeft gereageerd. Dit was dus over NA de reactie van de reactie met lignine.Berekenen hoeveel permanganaat er in reactie A heeft gereageerd.Molverhouding MnO4- : I2 = 2 : 5, dus delen door 5 en maal 2.$\rm \frac{1,05}{5}\times 2 = 0,42\ mmol\ MnO_4^-$ was in overmaat aanwezig. Er was in het begin $\rm 50,00\ mL \times 0,0185\ M = 0,925\ mol\ MnO_4^-$ aanwezig. Dus heeft $\rm 0,925 - 0,42 = 0,505\ mmol\ MnO_4^-$ gereageerd met 0,560 g celstof.Berekenen hoeveel mL permanganaat per g celstof heeft gereageerd.Per 1 g celstof heeft $\rm \frac{0,505}{0,560} = 0,902\ mmol MnO_4^-$ gereageerd.Dit is $\rm \frac{0,902}{0,0200} = 45,1\ mL$ permanganaatoplossing per g celstof.ConclusieHet kappagetal is 45,1.