Scheikunde H14 Redoxreacties 2 (klas 5)

§2: Elektrochemische cellen

Elektrochemische cel: “natte batterij”, in de linker halfcel is de reductor (metaalstaaf) in een zoutoplossing en in de rechter halfcel is de oxidator (zoutoplossing) met een metaalstaaf. Door de redoxreactie die spontaan verloopt, komt er energie vrij (ΔV₀), dit is het vermogen vd batterij.

Daniellcel: een staafje zink en een koperplaatje in een Cu²⁺-oplossing met een poreuze wand in het midden, zodat de elektronen via een metalen draadje moeten. De zinkstaaf lost op en de koperstaaf wordt zwaarder. De poreuze wand zorgt voor voldoende elektrische geleiding, maar vertraagt wel de doorgang van ionen vd ene halfcel naar de andere (afb. 14.3, blz. 140).

Ipv een poreuze wand kun je ook een zoutbrug gebruiken: een verbindend elektrolyt, oplossing (van geconcentreerd zout) die geleiding mogelijk maakt. Dit is om het ladingsverschil dat ontstaat op te heffen, zodat er een gesloten stroomkring ontstaat.

Ipv de bouw ve elektrochemische cel te tekenen, kan je het ook weergeven in een celdiagram: begin met de negatieve pool (reductor) | geconjugeerde reductor || (dubbele wand = zoutbrug) positieve pool (oxidator) | geconjugeerde oxidator. Bijvoorbeeld: Zn (s)|Zn²⁺ (aq)||Cu²⁺ (aq)|Cu (s)

Bronspanning ve elektrochemische cel = ΔV₀ = V_OX – V_RED. Alle elektrodepotentialen zijn referenties: het redoxkoppel H⁺/H₂ heeft als standaardelektrodepotentiaal 0. De andere potentialen zijn gemeten met H⁺/H₂ als standaardhalfcel.

§4: Corrosie

Corrosie: de ongewenste aantasting van metalen door stoffen uit de omgeving. Bijv. ijzer: wanneer er zuurstofhoudend water op ijzer komt gebeurt het volgende:

Fe (s)                              ↔ Fe²⁺ (aq) + 2e^-
O₂ (g) 2H₂O (l) + 4e^-        ↔ 4OH^—

De ionen die ontstaan vormen zelf een elektrolyt in een kortgesloten elektrochemische cel. Ze verplaatsen allebei in tegengestelde richting, maar komen elkaar uiteindelijk toch tegen en vormt Fe²⁺ (aq) + 2OH^- (aq) ↔ Fe(OH)₂ (s). Terwijl dit bezinkt, wordt het door de aanwezige O₂ geoxideerd tot ijzer(III)hydroxide (ijzerroest) 4Fe(OH)₂ (s) + O₂ (aq) 2H₂O (l) ↔ Fe(OH)₃ (s).

In een omgeving met zout fungeert het zout als zoutbrug, waardoor de “cel” een gesloten stroomkring heeft en het roesten sneller plaatsvindt (afb. 14.14, blz. 153). De reacties vinden niet direct aan het metaaloppervlak plaats, maar iets erboven en vormt een poreuze massa. Hoe poreuzer de massa, des te meer vocht kan worden vastgehouden en des te langer kan de corrosie onder de roestlaag verder gaan.

Corrosie voorkomen:

·         Fosfateren en lakken: een ijzeren voorwerp behandelen met een ijzer(III)diwaterstoffosfaat-oplossing. Dan vormt een goed sluitende laag ijzer(III)fosfaat die een goede onderlaag vormt voor lak. Bij beschadiging blijft de lak nu beter zitten en kan er geen onderhuidse corrosie optreden.

·         Verzinken en vertinnen: zink, tin en aluminium stoppen aantasting door zuurstof in vochtige omgeving. Ze vormen een oxidelaag die stevig en weinig doorlatend is.

·         Verchromen en vernikkelen: chroom en nikkel vormen ook een oxidelaag. Deze is zo dun dat de metaalglans grotendeels behouden wordt.

·         Gebruik van opofferingsmetalen: als op het grensvlak van 2 metalen corrosie optreedt, wordt et metaal met de laagste redoxpotentiaal geoxideerd. Wanneer je bijv. ijzer geleidend verbindt met aluminium, wordt het ijzer niet aangetast.

·         Kathodische bescherming: het te beschermen ijzeren object wordt verbonden met de –pool ve spanningsbron. De +pool wordt verbonden met een elektrode die diep in de grond is geslagen. Door het optreden ve kleine lekstroom, wordt het ijzeren object een klein beetje  negatief geladen waardoor het veel moeilijker wordt voor ijzeratomen om in een oplossing te gaan als ionen.

§5: Elektrolyse

Elektrolysereacties: reacties die verlopen onder invloed van een externe spanningsbron. Het is een gedwongen, endotherme reactie. De elektronenstroom is vd –pool naar de +pool (de reductor zit bij de +pool en de oxidator bij de –pool). De tegenspanning moet worden overwonnen (ΔV₀) + 0.3 V (bij > 0.3 V loopt de reactie af).

Toepassingen van elektrolyse:

·         Vrijmaken van metalen uit zouten: het metaalion moet een sterkere oxidator zijn dan H₂O (NB: onedele metalen kan men alleen verkrijgen door elektrolyse ve gesmolten zout ipv. oplossing).

·         Aanbrengen van dunne metaallaagjes: de metalen staaf aan de –pool krijgt een laagje vh metaal dat in de zoutoplossing zit en als reductor functioneert.

·         Elektrolytisch zuiveren van koper: +pool  = 99.5% zuiver koper, –pool = 9.99% zuiver koper. De elektrolyt = kopersulfaatoplossing. De +pool lost op, verontreinigingen zinken naar de bodem en de –pool groeit aan met zeer zuiver koper.

·         Elektrochemische metaalbewerking.

Bij elektrolyse van steenzout (=NaCl) verwacht je dat met Cl^- aan de positieve elektrode O₂ ontstaat, maar er ontstaat Cl₂ (H₂O reageert moeilijker dan verwacht).

Aantekeningen­

·         Spanning (U) in Volt = Joule/Coulomb.

·         Stroomsterkte (I) in Ampère = Coulomb/seconde.

·         Binas tabel 7: constante van Faraday: de lading van 1 mol elektronen (9.64853 * 10⁴ C/mol).