Vraagbaak scheikunde
Redoxreacties
Vak
Scheikunde
Niveau
Vwo
Onderwerp
Reacties
Leerjaar
5
- Dit onderwerp bevat 8 reacties, 3 deelnemers, en is laatst geüpdatet op 5 maanden, 1 week geleden door Wim Wessel.
-
AuteurBerichten
-
LukasGast
Goedemorgen,
Ik had twee vragen over verschillende opdrachten die ik had gemaakt, maar waarvan ik niet zeker wist of ik ze goed heb gedaan. Hopelijk zou iemand mij hierbij kunnen helpen.
Vraag 1:
De opdracht uit het boek was als volgt:
Geef met behulp van de halfreacties de totaalvergelijking voor de corrosie van ijzer in zuur zuurstofhoudend water.Het uitwerkingenboek gaf het volgende antwoord:
Oxidator: O2 (g) + 4e- + 4H+ -> 2 H2O(l)
Reductor: Fe (s) -> Fe2+ + 2e-
Totaalvergelijking: O2 (g) + 4H+ + 2Fe(s) -> 2H2O(l) + 2Fe2+Maar ik dacht dat de ontstane Fe2+ ionen als reductor zouden doorreageren tot Fe3+ ionen, aangezien deze halfreactie van de reductor Fe2+ (Fe2+ -> Fe3+ + e-) onder de halfreactie van de oxidator staat in BiNaS tabel 48. Daarom verloopt deze reactie dus ook en daarom kwam ik uit op het volgende antwoord:
Oxidator: O2 (g) + 4e- + 4H+ -> 2 H2O(l)
Reductor: Fe (s) -> Fe3+ + 3e- (beide halfreacties van Fe(s) en Fe2+ samengenomen tot 1 halfreactie)
Totaalvergelijking: 3O2 (g) + 12H+ + 4Fe(s) -> 6H2O(l) + 4Fe3+Klopt mijn beredenering/antwoord? Want ik had op zelf al gevonden op internet dat de reductor Fe2+ doorreageert tot Fe3+ als deze halfreactie, net als die van Fe(s), onder die van de oxidator staat, maar ik zou hier graag zeker van zijn.
Vraag 2:
De vraag van het boek was als volgt:
Je hebt een nikkel-ijzerbatterij. Aan de ene elektrode reageert ijzer met hydroxide ionen tot ijzer(II)hydroxide volgens de reactie:
Fe (s) + 2OH- -> Fe(OH)2 (s) + 2e-
Bereken de energiedichtheid van de ijzerelektrode in kJ/kg ijzer (tip: gebruik een waarde uit BiNaS tabel 7A).Het uitwerkingenboek kwam met het volgende antwoord:
m = 1,000 kg ijzer = 1000 g ijzer
M = 55,85 g/mol
n = m/M = 1000/55,85 = 17,9… mol Fe(s)Fe(s) : e- = 1:2
Dus n = 2*17,9… = 35,8.. mol elektronen
Constante van Faraday = 9,648.. *10^4 C/mol (uit BiNaS tabel 7A)
Dit geeft lading Q = 35,8.. * 9,648..*10^4 = 3,455.. * 10^6 C
1 C = 1J , dus E = Q = 3,455.. *10^6 J = 3,455*10^3 kJ
De energiedichtheid van de ijzerelektrode is dus 3,455*10^3 kJ/kg ijzer.Het eerste gedeelte kwam overeen met mijn antwoord. Ik kwam dus ook uit op n = 35,8.. mol elektronen.
Maar dit getal had ik vermenigvuldigd met het getal van Avogadro (ook uit tabel 7A). Hieruit volgt:
Aantal elektronen = 35,8..*6,022*10^23 = 2,15.. * 10^25 elektronen
Energie per elektron = 8,187105072*10^-14 J (binas tabel 7B)
Dus Etot = aantal elektronen*energie per elektron = 2,15..*10^25 * 8,187105072*10^-14 = 1,766*10^12 J = 1,766*10^9 kJ/kg
De energiedichtheid van de ijzerelektrode is dus 1,766*10^9 kJ/kg ijzer.De antwoorden verschillen sterk van elkaar, maar wat ik niet begreep is de aanname die het uitwerkingenboek heeft gedaan: 1C = 1J. Dit is echter niet mogelijk, want de lading van 1 elektron = -1,602*10^-19 maar de energie per elektron = 8,187*10^-14 J. De spanning U van elektrode is ook niet bekend. Dus Q kan dan toch niet gelijk zijn aan E? Hopelijk zou iemand kunnen nakijken welk antwoord juist is.
Graag zie ik een antwoord op beide vragen tegemoet. Alvast heel erg bedankt!
Met vriendelijke groet,
LukasJan Wim PetersExpertHallo Lukas,
Vraag 1 heb je helemaal juist beantwoord. Alleen het optellen van de twee halfreacties van ijzer/ijzerionen mag formeel niet. Je krijgt dus uiteindelijk 2 opeenvolgende reacties. Dat het uitwerkingenboek dat nalaat, snap ik ook niet.
Bij vraag 2 wordt niet vermeld wat de spanning van de cel is. Ik neem maar aan dat bedoeld is de spanning is 1,0 Volt. Ook is het vreemd dat naar de energiedichtheid van maar 1 elektrode wordt gevraagd( energiedichtheid gaat over een complete elektrische cel).
Je maakt een denkfout door de rustmassa van een elektron te gebruiken.( je zou ook tabel 7A gebruiken) Maar rustmassa is het equivalent in energie van de massa bij een kernreactie: E = mc^2.
Als je de volledige massa van alle elektronen in energie omzet, kom je op een aardig groot getal. Konden we maar zo’n efficiënte cel maken…..
Dus je rekent het aantal elektronen om in elektrische lading met de constante van Faraday of met het elementair ladingsquantum.Ik denk dat je zo wel verder kunt. Als je een aanvullende vraag hebt, welkom!
Succes en groet,
Jan Wim Peters
JadeGasthallo, ik snap niet zo goed hoe je kan herkennen of iets als reductor of oxidator moet worden gebruikt.
groeten Jade
Wim WesselExpertHallo Jade,
Je geeft me geen verdere gegevens, dus ik kan je alleen een algemeen antwoord geven.
Je hebt het over ‘iets’. Daarom om te beginnen: denk altijd in deeltjes om te zien wat er precies gaat reageren. Dat is belangrijk omdat gegevens vaak van complete stoffen komen. Bij moleculaire stoffen kijk je uitsluitend naar dat ene type molecuul van die stof, maar bijvoorbeeld bij zouten moet je apart naar het positieve en apart naar het negatieve ion kijken.
Waar heb je dan mee te maken?
1. Een enkelvoudig ion: je kunt aan de lading zien of je een oxidator of reductor hebt. Enkelvoudige ionen verliezen meestal hun lading in een redoxreactie. Een positief ion moet daarvoor elektronen opnemen en is dus een oxidator, een negatief ion moet juist elektronen afgeven en is dus een reductor. Wel even oppassen met ionen die meerdere ladingen kunnen hebben, zoals Fe2+ en Fe3+. Het tussenion, dus Fe2+ , is een positief ion en kan dus een oxidator zijn. Maar dit ion kan ook een elektron afgeven om Fe3+ te worden. Dan is Fe2+ dus een reductor.
2. Als je een atoom hebt, zal dat in een redoxreactie een ion worden. Metaalatomen worden positieve ionen, geven dus elektronen af en zijn dus reductoren. Niet-metaalatomen worden negatieve ionen, moeten daarvoor elektronen opnemen en zijn dus oxidatoren.
3. Met moleculen en samengestelde ionen is dat minder duidelijk. De elektronenverplaatsing tijdens de redoxreactie vindt binnenin zo’n deeltje plaats. Je mag daarom bij samengestelde deeltjes nooit op de lading afgaan. Bijvoorbeeld: het negatieve permanganaation (MnO4–) is een oxidator, maar het eveneens negatieve thiosulfaation (S2O32-) is een reductor. Bij samengestelde deeltjes zit er niets anders op om ze in je tabellenboek op te zoeken.
Groeten,
Wim Wessel
Jan Wim PetersExpertHallo Jade,
Bedoel je een vraag, waarbij verschillende stoffen worden gemengd, waarna je een reactie moet bedenken? Ik ga daar maar even vanuit.
Allereerst moet je alle stoffen in de juiste notatie opschrijven in formulevorm. Vervolgens zoek je in BINAS 48 de sterkste oxidator; welke halfreactie is mogelijk?). Zo ook de sterkste reductor(combinatie); ook hiervan de halfreactie. Als de oxidator in BINAS 48 hoger staat dan de reductor, zal de redoxreactie spontaan verlopen. Voorbeeld: waterstofperoxideoplossing en natriumsulfietoplossing en zwavelzuuroplossing.
H2O2(aq), Na+(aq), SO32-(aq), H+(aq), SO42-(aq), H2O(l)
OX: H2O2(aq) + 2 H+(aq) + 2e– –> 2 H2O(l)
RED: SO32-(aq) + H2O(l) –> SO42-(aq) + 2 H+(aq) + 2e–
totaal:
H2O2(aq) + 2 H+(aq) +SO32-(aq) + H2O(l) –> 2 H2O(l) + SO42-(aq) + 2 H+(aq)
wordt: H2O2(aq) +SO32-(aq) –> H2O(l) + SO42-(aq)
Duidelijk? Stuur anders maar een vervolgvraag.
Groet,
Jan Wim Peters
- Deze reactie is gewijzigd 5 maanden, 2 weken geleden door Jan Wim Peters.
JadeGastHallo Jan Wim Peters,
stel er staat in de vraag: kaliumpermangaatoplossing met een basische kaliumnitriet oplossing, en daar de redoxreactie van opstellen. wat verandert er als er staat basisch of bijvoorbeeld aangezuurd? Moet ik dan met iets rekening houden?
groeten Jade
Wim WesselExpertHallo Jade,
Ik neem even waar voor Jan Willem Peters.
Als je opgave zo’n aanwijzing als ‘basisch’ of ‘aangezuurd’ geeft, betekent dat dat voor de pijl van je halfreactie OH– (basisch) of H+ (aangezuurd) mag staan. Meestal zal je die ook echt nodig hebben. Je noemt bijvoorbeeld permanganaat. Die staat met drie halfreacties in tabel 48 van Binas (zoek ze eens op; het is een oxidator). Als je een keuze hebt van halfreacties, ga je in principe voor die van de sterkste, dus voor oxidatoren die het hoogste staat. Bij permanganaat kan je zien dat je dan H+ voor de pijl hebt staan. Jij moet in je opgave nagaan of de oplossing wel zuur is, bijvoorbeeld door dat woordje ‘aangezuurd’. Zo ja, dan mag je die halfreactie gebruiken, zo nee, dan moet je naar de eerstvolgende in sterkte.
Bij reductoren werkt dat net zo. Zoek je halfreactie uit. Als daarin voor de pijl OH– staat, moet in je opgave wel staan dat de oplossing basisch is. Zo niet, dan mag je die halfreactie niet gebruiken (overigens: voor nitriet staat in tabel 48 van Binas geen halfreactie zonder OH–).
Groeten,
Wim Wessel
JadeGastdus als je een stof hebt die aangezuurd is, maar de halfreactie is sterker zonder H+, dan moet je die zonder H+ gebruiken? of alsnog met H+?
Wim WesselExpertHallo Jade,
Als die stof sterker is als oxidator zonder H+, moet je die inderdaad gebruiken, ook als die oplossing is aangezuurd.
Ik moet hier wel bij zeggen dat een aangezuurde oxidator, als die H+ in zijn halfreactie kan hebben, altijd sterker is dan de niet-aangezuurde. Jouw voorbeeld zal je dus niet tegenkomen.
Groeten,
Wim Wessel
-
AuteurBerichten
Bekijk ook eens