H10 Redoxreacties PDF

# 10 Redoxreacties ## Inhoud - 10.1 Elektronenoverdracht - Experiment: 10.1 Metalen in zoutzuur - 10.2 Halfreacties - Experimenten: - 10.2 Redoxreacties van metalen - 10.3 Halogenen en redoxreacties - 10.3 Totaalreacties - Experimenten: - 10.4 Redoxtitratie...

# 10 Redoxreacties ## Inhoud - 10.1 Elektronenoverdracht - Experiment: 10.1 Metalen in zoutzuur - 10.2 Halfreacties - Experimenten: - 10.2 Redoxreacties van metalen - 10.3 Halogenen en redoxreacties - 10.3 Totaalreacties - Experimenten: - 10.4 Redoxtitratie - 10.5 Chemische drol - 10.4 Elektrochemische cellen - Experimenten: - 10.6 Daniellcel - 10.7 Loodaccu bouwen - Afsluiting - Overzicht begrippen ## Fresco's in Pompeï - De beroemde fresco's in de Villa dei Misteri worden zwart door een redoxreactie. - De Romeinen gebruikten $Fe_2O_3$ als basis voor hun rode pigment. - Dit reageert met $SO_2$ uit de lucht en wordt omgezet in het zwarte $Fe_3O_4$. - De lading van een deel van de ijzerionen verandert. ## Thyssen Hoogovens - In 1985 werd in de Thyssen Hoogovens in Duisburg de staalproductie beëindigd. - Dit industrieel erfgoed is niet vervallen tot roest, maar is veranderd in een landschapspark waar industriële historie, natuur en recreatie samengaan. - 's Avonds is het park spectaculair uitgelicht. ## 10.1 Elektronenoverdracht **Reacties met elektronen** - Staal bestaat grotendeels uit ijzer. - IJzer vind je niet als element in de natuur maar komt in de aardbodem altijd voor in verbindingen met andere atoomsoorten. - IJzer is vooral te vinden in ijzererts. - Dat is een combinatie van zouten met onder andere ijzer ($III$)oxide: $Fe_2O_3$. - In hoogovens, zoals bij Thyssen in Duisburg, maar ook nu nog in IJmuiden, wordt ijzererts omgezet in het metaal ijzer. - Dit gebeurt met behulp van koolstof dat in de grote oven eerst koolstofmono-oxide wordt voor het met ijzererts reageert. - Reactievergelijking van dit proces: $Fe_2O_3(I) + 3 CO(g) \longrightarrow 2 Fe(l) + 3 CO_2(g)$ - In ijzeroxide is de lading van het ijzerion $3+$. - In het metaal ijzer, na de pijl, heeft het ijzer-atoom geen lading. - Het ijzerion heeft dus elektronen opgenomen. - Een reactie waarbij elektronen worden overgedragen, noem je een **redoxreactie**. **Redoxreacties herkennen** - Als je experiment 10.1 hebt gedaan dan heb je gezien dat een metaal kan reageren met een zure oplossing. - Als bijvoorbeeld het metaal magnesium reageert met de $H^+$ -ionen van een zure oplossing ontstaan magnesiumionen, die in oplossing gaan. - Daarnaast worden de $H^+$ -ionen omgezet in waterstofgas. - Reactievergelijking: $Mg(s) + 2 H^+(aq) \longrightarrow Mg^{2+}(aq) + H_2(g)$ - Je ziet in deze reactievergelijking dat $Mg$-atomen $Mg^{2+}$-ionen worden, de $Mg$-atomen hebben dus elektronen afgestaan. - De $H^+$ -ionen hebben deze elektronen opgenomen en vormen waterstofgas. - Er vindt dus elektronenoverdracht plaats en de reactie is dus een **redoxreactie**. - Om een redoxreactie te herkennen, vergelijk je de deeltjes voor en na de pijl. - Als je een deeltje vindt dat van lading verandert dan is de reactie een **redoxreactie.** - Soms is dat moeilijk te zien. - Bijvoorbeeld de volgende vergelijking: $$NaCl(s) \longrightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq)$$ - Voor de pijl zie je immers geen ladingen, na de pijl wel. - Je zou dus kunnen denken dat er elektronen zijn opgenomen en afgestaan. - $NaCl$ is echter een zout. - Zouten bestaan uit ionen, in dit geval $Na^+$ en $Cl^-$. - Zowel voor als na de pijl zijn er dus $Na^+$ - en $Cl^-$-ionen aanwezig; er is hier geen sprake van elektronenoverdracht. - De vergelijking hierboven is niet van een redox-reactie; het is een oplosvergelijking. - Als je de onderstaande vergelijking bekijkt, lijkt er geen redoxreactie plaats te vinden omdat je voor en na de pijl geen ladingen ziet: $$2Na(s) + Cl_2(g) \longrightarrow 2NaCl(s)$$ - Maar er vindt nu wel elektronenoverdracht plaats. - Voor de pijl is het $Na$ neutraal, na de pijl zijn er $Na^+$ - ionen ontstaan. - Ook $Cl_2$ is voor de pijl neutraal, na de pijl zijn er $Cl^-$-ionen ontstaan. - Natrium staat dus elektronen af aan chloor en er ontstaat natriumchloride. - Je kunt een redoxreactie ook goed herkennen aan metaalatomen voor of na de reactie. - Als een ongeladen metaal bij een reactie betrokken is, zijn er altijd elektronen opgenomen of afgestaan. **Voorbeeld 1** - Geef van de onderstaande reacties aan of het een redoxreactie is. a) $2Al(s) + 3Br_2(l) \longrightarrow 2AlBr_3(s)$ b) $HCN(aq) + OH^-(aq) \longrightarrow CN^-(aq) + H_2O(l)$ c) $BaCl_2(s) \longrightarrow Ba^{2+}(aq) + 2 Cl^-(aq)$ - a) Voor de pijl staat ongeladen aluminium (aluminiumatomen) en ongeladen broom (broommoleculen). - Na de pijl staat een zout met aluminiumionen ($Al^{3+}$) en bromide-ionen ($Br^-$). - Er is dus sprake van een **redoxreactie**. - b) Er is geen sprake van elektronenoverdracht. - Dit is een zuur-basereactie: er wordt een $H^+$ -ion overgedragen van $HCN$ naar $OH^-$. - c) Voor de pijl staat een zout met $Ba^{2+}$ - en $Cl^-$-ionen. - Na de pijl staan de losse ionen. - De ladingen van elk van de ionen is voor en na de pijl gelijk. - Dit is niet de vergelijking van een **redoxreactie;** het is een oplosreactie. **Samenvatting** - Bij een redoxreactie worden elektronen overgedragen. - Je kunt een redoxreactie meestal herkennen aan het feit dat deeltjes tijdens de reactie van lading veranderen. ## 10.2 Halfreacties **Edelheid van metalen** - Als de Romeinen hun vaten hadden bekleed met zilver dan was er geen probleem geweest. - Zilver reageert namelijk niet de zuren in wijn. - Zilver reageert ook niet met zuurstof en water, in tegenstelling tot bijvoorbeeld ijzer; dat roest. - Het gemak waarmee metalen reageren met zuurstof en water heet **edelheid**. - Metalen kun je indelen op basis van het verschil in edelheid: - **Edele metalen:** reageren niet met zuurstof en water, bijvoorbeeld goud, zilver en platina. - **Halfedele metalen:** reageren alleen bij hoge temperaturen met zuurstof en water, bijvoorbeeld koper en kwik. - **Onedele metalen:** reageren met zuurstof en water, bijvoorbeeld ijzer, aluminium en zink. - **Zeer onedele metalen:** reageren snel en heftig met zuurstof en water. Bijvoorbeeld alkalimetalen zoals kalium en natrium en metalen uit groep 2 van het periodiek systeem zoals calcium (figuur 10.5). **Reductor en oxidator** - Als zink aan de lucht wordt blootgesteld dan wordt het glimmende metaal dof. - Hieronder zie je de redoxreactie van dit proces. $$ 2Zn(s) + O_2(g) \longrightarrow 2ZnO(s)$$ - Zink geeft bij dit proces elektronen af en zuurstof neemt elektronen op. - Een stof die elektronen afgeeft, een **donor** zoals zink, noem je een **reductor**. - De stof die elektronen opneemt, een **acceptor** zoals zuurstof, noem je een **oxidator**. - Bij elke redoxreactie reageert een reductor met een oxidator. ## Opdrachten **Reacties met elektronen** **A1** - Schrijf de definitie van een redoxreactie. **B2** - Hieronder staan drie omzettingen die tijdens een redoxreactie kunnen verlopen. - Geef van elke omzetting aan of er elektronen worden opgenomen of afgestaan. a) $Pb^{2+}$ verandert in $Pb$ b) $2Cl^-$ veranderen in $Cl_2$ c) $S$ verandert in $S^{2-}$ **Redoxreacties herkennen** **A3** - Hoe kun je aan de vergelijking een redoxreactie herkennen? **B4** - Hieronder staan vier reactievergelijkingen. - a) Welke van deze vergelijkingen zijn van een redoxreactie? - b) Leg voor elke vergelijking uit, als die niet bij een redoxreactie hoort, bij wat voor een proces hij dan hoort. 1. $2K(s) + Cl_2(g) \longrightarrow 2KCl(s)$ 2. $(NH_4)_3PO_4(s) \longrightarrow 3NH_4^+(aq) + PO_4^{3-}(aq)$ 3. $Fe(s) + 3Ag^+(aq) \longrightarrow Fe^{3+}(aq) + 3Ag(s)$ 4. $CH_3COO^-(aq) + HF(aq) \longrightarrow CH_3COOH(aq) + F^-(aq)$ **C5** - Bij onvoldoende luchttoevoer kan bij verbranding van aardgas het giftige gas koolstofmono-oxide ontstaan. - Om vergiftiging door koolstofmono-oxide te voorkomen, zijn verschillende CO-detectoren ontwikkeld. - In het onderstaande tekstfragment wordt de werking van zo'n detector uitgelegd. - Deze CO-detector bestaat uit een stukje plastic waarop een hoeveelheid oranje kristallen is geplakt. - Daar omheen is een ring afgedrukt met dezelfde oranje kleur. - De oranje kristallen worden donker wanneer koolstofmono-oxide aanwezig is. - Het is de bedoeling om deze detector naast bijvoorbeeld een geiser te plakken. - De formule van de stof met de oranje kleur is $PdCl_2·2H_2O$. - Met CO treedt een redoxreactie op waarbij het donkergrijze Pd ontstaat: $$CO + PdCl_2·2H_2O \longrightarrow CO_2 + Pd + 2HCl + H_2O$$ - In de kristallen is ook een hoeveelheid $CuCl_2·2H_2O$ aanwezig. - Wanneer de detector weer in aanraking komt met lucht waarin geen koolstofmono-oxide aanwezig is, reageert het $CuCl_2$ met het Pd. - Daarbij ontstaat onder andere $CuCl$: $$Pd + 2CuCl_2·2H_2O \longrightarrow PdCl_2·2H_2O + 2CuCl + 2H_2O$$ - $CuCl$ reageert tenslotte met zuurstof uit de lucht, waarbij het $CuCl_2$ wordt teruggevormd: $$4 CuCl + 4HCl + 6H_2O + O_2 \longrightarrow 4CuCl_2·2H_2O$$ - a) Geef de naam van $PdCl_2·2H_2O$. - b) Geef voor elk van de drie vergelijkingen aan of het om een redoxreactie gaat of niet. - Indien wel, noteer dan een deeltje dat van lading verandert en hoe de lading verandert. ## 10.3 Totaalreacties - De halfreacties van de redoxreactie van ozon met een aangezuurde kaliumjodide-oplossing vind je in Binas tabel 48. - Als je de twee halfreacties optelt, krijg je de vergelijking van de redoxreactie, de **totaalreactie**. - Voor de reactie van koperionen met zink, het voorbeeld uit de vorige paragraaf, is de totaalreactie: $$Cu^{2+} + 2e \longrightarrow Cu(s)$$ $$Zn(s) \longrightarrow Zn^{2+} + 2e$$ $$Cu^{2+}(aq) + Zn(s) \longrightarrow Cu(s) + Zn^{2+}(aq)$$ - In een totaalreactie mogen geen elektronen meer voorkomen en staan alle toestandsaanduidingen erbij. - Als je een koperen munt in een oplossing van zilvernitraat legt, ontstaat na verloop van tijd een laagje zilver op de munt, zie figuur 10.10. - In deze redoxreactie reageren de $Ag^+$ -ionen met de $Cu$-atomen. - De $Ag^+$ -ionen zijn de oxidator en de $Cu$-atomen de reductor. - De halfreacties zijn dan: $$Ag^+ + e \longrightarrow Ag(s)$$ $$Cu(s) \longrightarrow Cu^{2+} + 2e$$ - Omdat een $Cu$-atoom twee elektronen afstaat en een $Ag^+$ -ion er maar één opneemt, moeten we de halfreactie van zilver met twee vermenigvuldigen om een kloppende reactievergelijking te krijgen. - Zo vallen de elektronen precies tegen elkaar weg. $$Ag^+ + e \longrightarrow Ag(s)$$ $$Cu(s) \longrightarrow Cu^{2+} + 2e$$ $$2Ag^+(aq) + Cu(s) \longrightarrow 2Ag(s) + Cu^{2+}(aq)$$ - Als de halfreacties niet zijn gegeven, maar wel de oxidator en de reductor, moet je de halfreacties zelf in Binas tabel 48 opzoeken. - Je kunt dan het stappenplan gebruiken dat hieronder staat. - In voorbeeld 1 en 2 staan oefeningen met dit stappenplan. **Voorbeeld 1** - Geef de vergelijking van de redoxreactie die optreedt wanneer je aluminium toevoegt aan een nikkelchloride-oplossing. - Daarbij reageert de reductor aluminium met nikkel-ionen. **Stap 1:** De halfreactie van nikkel-ionen is: $$Ni^{2+} + 2e \longrightarrow Ni(s)$$ **Stap 2:** De halfreactie van aluminium is: $$Al(s) \longrightarrow Al^{3+} + 3e$$ **Stap 3:** Om het aantal elektronen gelijk te maken, moet je de vergelijking van de halfreactie van nikkel-ionen met 3 vermenigvuldigen. - De vergelijking van de halfreactie van aluminium moet je met 2 vermenigvuldigen. **Stap 4:** $$Ni^{2+} + 2e \longrightarrow Ni(s)$$ $$Al(s) \longrightarrow Al^{3+} + 3e$$ $$ (x3)$$ $$ (x2)$$ $$3Ni^{2+}(aq) + 2Al(s) \longrightarrow 3 Ni(s) + 2 Al^{3+}(aq)$$ **Stap 5:** Controle: - De lading is aan beide kanten van de pijl $6+$. - Voor en na de pijl komen niet dezelfde deeltjes voor. **Voorbeeld 2** - Geef de vergelijking van de redoxreactie die optreedt als je de reductor methanal $(H_2CO)$ bij een aangezuurde waterstofperoxide-oplossing voegt. - De halfreactie van waterstofperoxide in zure omgeving is: $$H_2O_2 + 2H^+ + 2e \longrightarrow 2H_2O(l)$$ - De halfreactie van methanal is: $$CH_2O + H_2O \longrightarrow HCOOH + 2H^+ + 2e$$ - Het aantal elektronen is gelijk. $$H_2O_2 + 2H^+ + 2e \longrightarrow 2H_2O(l)$$ $$CH_2O + H_2O \longrightarrow HCOOH + 2H^+ + 2e$$ $$ +$$ $$H_2O_2(aq) + 2H^+(aq) + CH_2O(aq) + H_2O(l) \longrightarrow 2H_2O(l) + HCOOH(aq) + 2H^+(aq) $$ - Controle: - De lading is aan beide kanten van de pijl $2+$. - Aan beide kanten van de pijl staat $H^+$ en $H_2O$. - $2H^+$ valt weg aan beide kanten. - Links valt $H_2O$ weg en rechts van de pijl wordt het $1H_2O$. - De totaalvergelijking wordt: $$ H_2O_2(aq) + CH_2O(aq) \longrightarrow H_2O(l) + HCOOH(aq)$$ ## 10.4 Elektrochemische cellen **Stroom uit stoffen** - Om het lampje van het reddingsvest te laten branden moeten er elektronen stromen. - Deze elektronen worden geleverd door de reductor in het reddingsvest en opgenomen door de oxidator in het vest. - Maar om het lampje te laten branden mogen de elektronen niet rechtstreeks van de reductor naar de oxidator gaan; ze moeten door het lampje heen. - Om dat te bereiken laat je de beide halfreacties niet in één reactievat verlopen maar op afstand van elkaar in twee gescheiden reactievaten. - De gescheiden vaten zijn de halfcellen, die samen een **elektrochemische cel** vormen, zie figuur 10.19. - De beide halfcellen verbind je met een stroomdraad, maar omdat de stroomkring hiermee nog niet gesloten is, zijn beide halfcellen ook nog verbonden met een **zoutbrug**. - Dit is een buisje met een gel of een pasta waarin een zout is opgelost. - Dit heet een **elektrolyt**. - Door de ionen geleidt het elektrolyt de stroom maar het laat geen elektronen door. **Voorbeeld 1: De Daniellcel** - De eerste elektrochemische cel die een behoorlijke hoeveelheid stroom kon leveren is de daniellcel, zie figuur 10.20. - De daniellcel kun je gebruiken om te bekijken hoe op microniveau de stroomlevering verloopt. - De ene halfcel bevat een zinkstaaf in een zinksulfaatoplossing en de andere halfcel bevat een koperstaaf in een kopersulfaatoplossing. - Als je de elektrode in de ene halfcel verbindt met de elektrode in de andere halfcel dan reageert de reductor, bij deze halfcel het zink, met de oxidator in de andere halfcel, de koperionen. - In elk van de halfcellen vindt dan een halfreactie plaats. - Bij de zinkelektrode: $$Zn(s) \longrightarrow Zn^{2+} + 2e$$ - Bij de koperelektrode: $$Cu^{2+} + 2e \longrightarrow Cu(s)$$ - De totaalreactie is: $$ Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \longrightarrow Cu(s) + Zn^{2+}(aq)$$ - Als je de daniellcel lange tijd stroom laat leveren, vallen drie dingen op: - de blauwe kleur van de $Cu^{2+}$ -oplossing wordt lichter; - de massa van de zinkelektrode neemt af; - de massa van de koperelektrode neemt toe. - Het lichter worden van de blauwe kleur is het gevolg van het afnemen van de concentratie koperionen. - De massa-afname van de zinkelektrode komt doordat zinkatomen worden omgezet in zinkionen, die in de oplossing gaan. - De massatoename van de koperelektrode komt doordat koperionen omgezet worden in koperatomen die zich hechten aan de koperelektrode. - Als de beide halfcellen in een elektrochemische cel alleen via een stroomdraad verbonden zouden zijn, zou de cel geen stroom leveren. - Als dat wel zou gebeuren dan zou er in de halfcel met de positieve elektrode een overschot aan negatieve ionen ontstaan (de $Cu^{2+}$ -ionen worden immers omgezet in atomen) en bij de zinkelektrode een overschot aan positieve ionen. - Daarom moet je voor de stroomlevering de half-cellen verbinden met een elektrolyt zoals via een zoutbrug. ## Opdrachten **Stroom uit stoffen** **A21** - a) Uit welke onderdelen bestaat een elektrochemische cel? - b) Welke energie-omzetting vindt plaats in een elektrochemische cel? **B22** - Waardoor werkt een elektrochemische cel niet als de reductor en de oxidator direct met elkaar in contact staan? **B23** - In het experiment met de daniellcel, beschreven in voorbeeld 1, wordt de oplossing in een van de halfcellen steeds minder blauw. - a) Leg uit of dat bij de positieve of bij de negatieve elektrode gebeurt. - b) Leg uit dat het verdwijnen van de kleur direct in verband staat met het zwaarder worden van de bijbehorende elektrode. **C24** - Lees de tekst in het kader 'Zilver poetsen met redox' en beantwoord de volgende vragen. - a) Leg uit wat voor een type reactie optreedt als $H_2S$ met zilveroxide reageert. - b) Leg uit of het voorwerp dat je schoonmaakt met het aluminium de positieve of de negatieve elektrode van de cel is - c) Beschrijf een experiment dat je kunt uitvoeren om te bewijzen dat tijdens het 'poetsen' aluminium van de plaat wordt omgezet. - In het voorschrift staat dat je keukenzout moet oplossen om de plaat zijn werk te laten doen. - Het werkt echter ook met bakpoeder ($NaHCO_3$) of soda ($Na_2CO_3$). - d) Leg uit of de plaat ook werkt als je suiker ($C_{12}H_{22}O_{11}$) oplost. - e) Leg uit waarom een voorwerp dat indirect contact heeft met de plaat ook schoon wordt. - f) Leg uit of de plaat ooit 'op' kan raken. **Batterijen** **A25** - Leg uit wanneer een batterij oplaadbaar is. **B26** - In een alkaline-mangaanoxide batterij is de ene elektrode van zink en de andere van koolstof bedekt met een laagje $MnO_2$. - Tijdens de stroomlevering treden de volgende halfreacties op: $$ 1) Zn + 2OH^- \longrightarrow ZnO + H_2O + 2e^-$$ $$ 2)2MnO_2 + 2H_2O + 2e^- \longrightarrow 2MnO(OH) + 2OH^-$$ - a) Leg uit welke vergelijking bij de reductor hoort. - b) Leg uit of de zinkelektrode in de batterij de positieve of de negatieve elektrode is. - c) Wat is de lading van mangaan in $MnO_2$ en in $MnO(OH)$? Licht je antwoorden toe. - d) Geef de totaalvergelijking van de redoxreactie die optreedt in deze batterij. - e) Leg uit of deze batterij oplaadbaar is. **B27** - Een lithiumcel wordt gebruikt als pacemaker, een apparaatje dat hartritmestoornissen opheft. - Zo'n cel bevat een lithiumelektrode en vast jood op de andere elektrode. - Een dergelijke toepassing hoeft maar enkele microampères aan stroom te leveren en gaat heel lang mee. - a) Geef, met behulp van Binas, de halfreacties die optreden als deze batterij stroom levert met lithium als reductor en jood als oxidator. - b) Leg uit wat hier de positieve elektrode is. - c) Waarom is er een verband tussen de lage stroomsterkte van de lithiumcel en de lange levensduur? **C28** - Lees de introtekst van deze paragraaf nog eens door. - In figuur 10.26 zie je de samenstelling van de elektrochemische cel die het lampje laat branden. - Op de koperstrip is wat vast koper(I)chloride aangebracht. - Koper(I)chloride is slecht oplosbaar. - De reactie die optreedt als het reddingsvest in zee komt is: $$Mg(s) + 2CuCl(s) \longrightarrow Mg^{2+}(aq) + 2Cu(s) + 2Cl^-(aq)$$ - a) Geef van deze redoxreactie de vergelijkingen van de beide halfreacties die plaatsvinden tijdens de stroomlevering. - b) Leg uit of de magnesiumstrip tijdens de stroomlevering de positieve of de negatieve elektrode is. - c) Geef aan waarom het lampje pas gaat branden als het reddingsvest in zee belandt. **Oplaadbare batterijen** **A29** - Leg uit wat elektrolyse met batterijen en accu's te maken heeft. **B30** - Geef de totaalvergelijking van de reactie die plaatsvindt als een autoaccu stroom levert. **B31** - Hybrideauto's zijn uitgerust met zowel een benzine- als een elektromotor. - Een voorbeeld van zo'n hybrideauto is de Toyota Prius. - Deze bevat een nikkel-metaalhydride-batterij, afgekort NiMH-batterij. - De ene elektrode (A) van de NiMH-batterij is gemaakt van nikkel-oxyhydroxide, $NiO(OH)$. - De andere elektrode (B) bestaat uit een metaalhydride. - Het metaalhydride wordt weergegeven met $MH$. - De elektrolyt in een NiMH-batterij is een kaliumhydroxide-oplossing. - Wanneer de batterij stroom levert, vinden in de NiMH-batterij de volgende halfreacties plaats: - Elektrode A: $$NiO(OH) + H_2O + e^- \longrightarrow Ni(OH)_2 + OH^-$$ - Elektrode B: $$MH + OH^- \longrightarrow H_2O + M + e^-$$ - a) Leid af wat de lading is van de nikkelionen in $NiO(OH)$. Neem aan dat $NiO(OH)$ bestaat uit nikkelionen en twee soorten negatieve ionen. - b) Is elektrode B de positieve of de negatieve elektrode van de NiMH-batterij? Motiveer je antwoord. - In een handleiding van de Toyota Prius staat onder andere de volgende informatie: Bij afnemende snelheid, zoals bij afremmen, zet de auto bewegingsenergie om in elektrische energie waarmee de batterij wordt opgeladen. - c) Geef de vergelijking van de totale reactie die optreedt tijdens het opladen van de NiMH-batterij. **C32** - Kwik(II)oxide wordt als positieve elektrode gebruikt in kwikbatterijen. - De negatieve elektrode bestaat uit zinkamalgaam, een legering van zink en kwik. - Bij stroomlevering vindt aan de positieve elektrode van de kwikbatterij de halfreactie plaats waarvan hieronder de vergelijking onvolledig is weergegeven. $$HgO + H_2O \longrightarrow Hg + OH^-$$ - In deze vergelijking zijn de elektronen en de coëfficiënten weggelaten. - a) Neem deze onvolledige vergelijking over, zet de elektronen aan de juiste kant van de pijl en maak de vergelijking kloppend. - b) Geef, aan de hand van de halfreactie bij a en een halfreactie uit Binas, de vergelijking van de totale reactie die plaatsvindt in deze kwikbatterij. (Tip: er ontstaat onder andere een neerslag). - c) Leg uit dat deze cel oplaadbaar is. - Een ander kwikzout is kalomel ($Hg_2Cl_2$). - Dit kan via een redoxreactie gevormd worden uit kwik en chloor. - d) Geef de vergelijking van deze reactie. (Je hoeft geen halfreacties te geven) - e) Bereken hoeveel mg kalomel uit 0,31 mg kwik ontstaat. **Brandstofcellen** **A33** - Laat zien dat je door het optellen van de halfreacties in een methanolbrandstofcel, op de vergelijking van de verbranding van methanol uitkomt. **B 34** - De speciale kunststof in de brandstofcel van figuur 10.23 laat $H^+$ -ionen door. - a) Leg uit waarom de cel niet werkt als de speciale kunststof geen $H^+$-ionen doorlaat. - b) Leg uit of de elektronen bij stroomlevering ook door de speciale kunststof gaan. - c) Neem de onderstaande twee zinnen over en kies steeds de juiste bewering uit de cursief staande delen. - De $H^+$ -ionen gaan van de positieve elektrode naar de *negatieve / de negatieve elektrode naar de positieve*. - De elektronen gaan van de *positieve elektrode naar de negatieve / de negatieve elektrode naar de positieve*. **C35** - In de lestekst staan de halfreacties van de elektrolyse van water. - De $H^+$ -ionen en de $OH^-$ -ionen die bij deze elektrolyse ontstaan, reageren in een zuur-basereactie met elkaar tot water. - a) Geef de totaalvergelijking van de elektrolyse van water. - b) Bereken de reactiewarmte van deze reactie in J per mol $H_2$. - Een nadeel van waterstof als brandstof is dat het een lage dichtheid heeft. - c) Bereken hoeveel kilogram waterstof in een tankwagen van 26 500 L gaat. (Gebruik een gegeven uit Binas tabel 40A) - d) Bereken met behulp van je antwoord op vraag b en c hoeveel energie via verbranding vrijgemaakt kan worden uit de waterstof in een tankwagen van 26 500 L. - e) Hoe kun je in een tankwagen met hetzelfde volume toch meer waterstof vervoeren? - f) Waardoor maakt vervoer in tankwagens waterstof tot een minder duurzame brandstof? **C36** - Aan Wageningen Universiteit is men al een aantal jaren bezig om te onderzoeken of elektrische stroom geproduceerd kan worden uit liesgras, een groene plant die overal kan groeien. - Door fotosynthese ontstaat in het liesgras onder andere glucose. - Een deel van de glucose scheiden de planten uit via hun wortels die zijn verbonden met een brandstofcel. - De halfcel waarin de glucose wordt aangevoerd, bestaat uit een poreuze grafietelektrode waarop zich bacteriën bevinden. - De bacteriën breken de glucose af, waarbij elektronen vrijkomen. - De andere halfcel bestaat uit een grafietelektrode in een oplossing waar lucht (zuurstof) doorheen wordt geleid. - Als de twee elektrodes worden verbonden, gaat een elektrische stroom lopen. - De ontstane elektrochemische cel wordt een biobrandstofcel genoemd, zie figuur 10.27. - De vergelijking van de halfreactie voor de afbraak van glucose door de bacteriën is: $$C_6H_{12}O_6 + 6H_2O \longrightarrow 6CO_2 + 24H^+ + 24e$$ - De $H^+$ -ionen die ontstaan bij deze halfreactie, bewegen via de scheidingswand tussen de halfcellen naar de halfcel waarin zuurstof wordt aangevoerd. - a) Geef de vergelijking van de halfreactie van zuurstof in aanwezigheid van $H^+$ -ionen. (Raadpleeg hiervoor tabel 48 van je Binas) - b) Geef de vergelijking van de totaalreactie die in deze brandstofcel optreedt. - c) Maak een schematische tekening van deze brandstofcel. -Doe dit zoals in figuur 10.23 en benoem alle onderdelen. - Geef hierin aan wat tijdens de stroomlevering de positieve en de negatieve elektrode is en in welke richting de elektronen stromen. ## Je kunt nu - uitleggen wat een elektrochemische cel is en in de cel de reductor, oxidator, positieve elektrode, negatieve elektrode en de richting van de elektronenstroom aangeven; - uitleggen wat de functie van het elektrolyt in een elektrochemische cel is; - uitleggen op microniveau welk proces in batterijen plaatsvindt; - uitleggen op microniveau wat het verschil is tussen oplaadbare en niet-oplaadbare batterijen; - uitleggen welk proces verloopt bij het opladen van batterijen; - uitleggen wat een brandstofcel is.