Scheikunde van basisschool tot bovenbouw · Grades 1–12

35Oxidatie en reductie

Een zinken strip wordt in een blauwe oplossing van kopersulfaat gedompeld. Binnen een paar minuten wordt het oppervlak donker onder een sponzig, roodbruin laagje; een uur later is het blauw van de oplossing verbleekt. Er is koper verschenen waar er geen was, en zink is als onzichtbare ionen in oplossing gegaan. Er is niets verwarmd, er is geen gas ontstaan, er deed geen zuurstof mee — en toch noemen scheikundigen dit een oxidatie. Het woord betekende vroeger “zich verbinden met zuurstof”; nu betekent het iets algemeners en nuttigers: het afstaan van elektronen. Dit hoofdstuk volgt de elektronen.

Wat je al weet

Een ion is een atoom of een groep atomen die elektronen heeft opgenomen of afgestaan (Hoofdstuk 17). Een metaal zoals ijzer of zink reageert met zoutzuur tot waterstof en metaalionen (Hoofdstuk 19). Een hoeveelheid stof $n$ , in mol, bereken je uit een massa $m$ met $n = m/M$ (Hoofdstuk 25).

Een zinken strip in kopersulfaatoplossing: er slaat koper neer op het zink, en zinkionen nemen zijn plaats in de oplossing in.

35.1 Oxidatoren en reductoren

Definitie 35.1 (Oxidator en reductor)

Een oxidator is een deeltje dat een of meer elektronen kan opnemen. Een reductor is een deeltje dat een of meer elektronen kan afstaan.

Definitie 35.2 (Oxidatie en reductie)

Een oxidatie is het afstaan van elektronen; een reductie is het opnemen van elektronen. Een reductor wordt geoxideerd; een oxidator wordt gereduceerd.

Opmerking 35.3 (Een ezelsbruggetje)

Bij een reductie wordt de lading van het deeltje verlaagd (gereduceerd): $\ce{Cu^{2+}}$ dat twee elektronen opneemt, wordt $\ce{Cu}$ , lading $+2 \to 0$ . Bij een oxidatie gaat de lading omhoog: $\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e-}$ , $0 \to +2$ .

Definitie 35.4 (Redoxkoppel en halfreactie)

Een oxidator en de reductor die hij wordt door elektronen op te nemen, vormen een redoxkoppel, geschreven als Ox/Red met de oxidator eerst: $\ce{Cu^{2+}}$ / $\ce{Cu}$ , $\ce{Zn^{2+}}$ / $\ce{Zn}$ . De uitwisseling van elektronen binnen een koppel wordt beschreven door de halfreactie,

\text{Ox} + n\,\ce{e-} \ce{<=>} \text{Red},

kloppend in atomen en in lading, bijvoorbeeld $\ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- <=> Cu(s)}$ . De dubbele pijl zegt dat de uitwisseling beide kanten op kan.

Voorbeeld 35.5 (Metalen en hun ionen)

Elk metaal vormt een koppel met zijn ion:

koppel	halfreactie
$\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$	$\ce{Ag+ + e- <=> Ag}$
$\ce{Cu^{2+}}$ / $\ce{Cu}$	$\ce{Cu^{2+} + 2e- <=> Cu}$
$\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$	$\ce{Fe^{2+} + 2e- <=> Fe}$
$\ce{Zn^{2+}}$ / $\ce{Zn}$	$\ce{Zn^{2+} + 2e- <=> Zn}$
$\ce{Al^{3+}}$ / $\ce{Al}$	$\ce{Al^{3+} + 3e- <=> Al}$

Ook ionen kunnen koppels vormen: $\ce{Fe^{3+} + e- <=> Fe^{2+}}$ voor het koppel $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ , en $\ce{I2 + 2e- <=> 2I-}$ voor $\ce{I2}$ / $\ce{I-}$ . Waterstof ook: $\ce{2H+ + 2e- <=> H2}$ voor $\ce{H+}$ / $\ce{H2}$ .

Opmerking 35.6 (Eén deeltje, twee rollen)

Een deeltje kan de reductor van het ene koppel zijn en de oxidator van een ander. Het ion $\ce{Fe^{2+}}$ is de oxidator van $\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$ en de reductor van $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ . Welke rol het speelt, hangt af van zijn partner in de reactie.

35.2 Redoxreacties

Definitie 35.7 (Redoxreactie)

Een redoxreactie is een overdracht van elektronen van de reductor van het ene koppel naar de oxidator van een ander. De reductor wordt geoxideerd en de oxidator wordt gereduceerd, tegelijkertijd.

Propositie 35.8 (Geen vrije elektronen)

Elektronen bestaan niet vrij in een oplossing: elk elektron dat de reductor afstaat, wordt door de oxidator opgenomen. De vergelijking van een redoxreactie krijg je daarom door de twee halfreacties op te tellen, elk vermenigvuldigd met het getal dat de afgestane elektronen gelijk maakt aan de opgenomen elektronen; de elektronen vallen dan weg en komen niet in de vergelijking voor.

Voorbeeld 35.9 (Zink en koperionen)

In de openingsscène wordt het zink geoxideerd en worden de koperionen gereduceerd:

\begin{array}{ll} \ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e-} & \text{(oxidatie)}\\ \ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- -> Cu(s)} & \text{(reductie)}\\ \hline \ce{Zn(s) + Cu^{2+}(aq) -> Zn^{2+}(aq) + Cu(s)} & \end{array}

Van elk zinkatoom gaan twee elektronen naar één koperion. De blauwe kleur van de oplossing is de kleur van de $\ce{Cu^{2+}}$ -ionen; die verbleekt naarmate ze verbruikt worden, terwijl de kleurloze $\ce{Zn^{2+}}$ -ionen hun plaats innemen.

Aan het oppervlak van het zink. Een zinkatoom staat twee elektronen af en vertrekt als Zn2+-ion; de twee elektronen gaan door het metaal naar een Cu2+-ion dat het oppervlak raakt, en dat wordt een koperatoom dat op de strip blijft zitten. — Aan het oppervlak van het zink. Een zinkatoom staat twee elektronen af en vertrekt als $\ce{Zn^{2+}}$ -ion; de twee elektronen gaan door het metaal naar een $\ce{Cu^{2+}}$ -ion dat het oppervlak raakt, en dat wordt een koperatoom dat op de strip blijft zitten.

Wat je kunt zien: het koper dat neerslaat op het ondergedompelde deel van de strip, en het verbleken van de blauwe kleur van de Cu2+-ionen. — Wat je kunt zien: het koper dat neerslaat op het ondergedompelde deel van de strip, en het verbleken van de blauwe kleur van de $\ce{Cu^{2+}}$ -ionen.

Voorbeeld 35.10 (Metalen in zuur, opnieuw bekeken)

Als ijzer in zoutzuur oplost, wordt het ijzer geoxideerd en worden de $\ce{H+}$ -ionen gereduceerd tot waterstof:

\ce{Fe(s) + 2H+(aq) -> Fe^{2+}(aq) + H2(g)}.

De koppels zijn $\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$ en $\ce{H+}$ / $\ce{H2}$ ; de chloride-ionen doen niet mee.

In het laboratorium — De zilverboom

Een spiraal van schoon koperdraad wordt in een bekerglas met verdunde zilvernitraatoplossing gehangen, $\ce{Ag+(aq) + NO3^-(aq)}$ . Binnen een uur groeien er vertakte naalden glanzend zilver langs de draad, en de kleurloze oplossing wordt lichtblauw: $\ce{Cu(s) + 2Ag+(aq) -> Cu^{2+}(aq) + 2Ag(s)}$ . Het experiment wordt door de docent uitgevoerd, met handschoenen en veiligheidsbril, en de oplossing wordt na afloop ingezameld als gevaarlijk afval.

Veiligheid

Zilvernitraat: een oxiderende stof die een brand kan aanwakkeren (GHS03); bijtend voor huid en ogen, en het kleurt de huid zwart (GHS05); gevaarlijk voor de gezondheid (GHS08); zeer giftig voor in het water levende organismen, dus het gaat nooit door de gootsteen (GHS09).

Zilverkristallen die groeien op een koperdraad in zilvernitraatoplossing.

35.3 Halfreacties kloppend maken

Veel belangrijke koppels bevatten zuurstof en worden geschreven voor zure oplossingen, waarin $\ce{H+}$ -ionen aanwezig zijn. Om hun halfreacties kloppend te maken, zijn watermoleculen en $\ce{H+}$ -ionen nodig.

Methode 35.11 (Een halfreactie in zure oplossing kloppend maken)

Zo schrijf je de halfreactie van een koppel Ox/Red in zure oplossing:

schrijf Ox links en Red rechts, en maak het atoom kloppend dat geen O of H is;
maak de zuurstofatomen kloppend met watermoleculen $\ce{H2O}$ ;
maak de waterstofatomen kloppend met $\ce{H+}$ -ionen;
maak de lading kloppend met elektronen $\ce{e-}$ , links;
controleer: aan beide kanten evenveel atomen van elke soort en dezelfde totale lading.

Voorbeeld 35.12 (Het permanganaation)

Voor het koppel $\ce{MnO4^-}$ / $\ce{Mn^{2+}}$ (dieppaars naar bijna kleurloos): mangaan klopt; vier O links geven $\ce{4H2O}$ rechts; hun acht H geven $\ce{8H+}$ links; de lading links is $-1 + 8 = +7$ , rechts $+2$ , dus komen er links vijf elektronen bij:

\ce{MnO4^-(aq) + 8H+(aq) + 5e- <=> Mn^{2+}(aq) + 4H2O(l)}.

Voorbeeld 35.13 (Het dichromaation)

Voor $\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ (oranje naar groen): twee chroom rechts; zeven O geven $\ce{7H2O}$ ; veertien H geven $\ce{14H+}$ ; lading $-2 + 14 = +12$ links tegen $2 \times 3 = +6$ rechts, dus zes elektronen:

\ce{Cr2O7^{2-}(aq) + 14H+(aq) + 6e- <=> 2Cr^{3+}(aq) + 7H2O(l)}.

Methode 35.14 (Een redoxvergelijking opschrijven)

Zo schrijf je de vergelijking op van de reactie tussen de oxidator Ox $_1$ van het ene koppel en de reductor Red $_2$ van een ander:

schrijf beide halfreacties op, de eerste in de richting van de reductie (Ox $_1 \to$ Red $_1$ ), de tweede in de richting van de oxidatie (Red $_2 \to$ Ox $_2$ );
vermenigvuldig ze met de kleinste getallen die de elektronen gelijk maken;
tel ze op; de elektronen vallen weg, en soms ook $\ce{H+}$ en $\ce{H2O}$ die aan beide kanten staan;
controleer atomen en lading nog een keer.

Voorbeeld 35.15 (Permanganaat en ijzer(II))

Het permanganaation oxideert $\ce{Fe^{2+}}$ -ionen tot $\ce{Fe^{3+}}$ :

\begin{array}{ll} \ce{MnO4^- + 8H+ + 5e- -> Mn^{2+} + 4H2O} & \times 1\\ \ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-} & \times 5\\ \hline \ce{MnO4^- + 8H+ + 5Fe^{2+} -> Mn^{2+} + 5Fe^{3+} + 4H2O} & \end{array}

Lading links: $-1 + 8 + 10 = +17$ ; rechts: $2 + 15 = +17$ . Deze reactie wordt in het volgende hoofdstuk gebruikt om een hoeveelheid ijzer(II) te meten.

35.4 Oxidatoren en reductoren om ons heen

Propositie 35.16 (Enkele veelvoorkomende oxidatoren en reductoren)

De volgende deeltjes kom je in het laboratorium en in het dagelijks leven steeds weer tegen:

deeltje	rol	halfreactie van zijn koppel
zuurstof $\ce{O2}$	oxidator	$\ce{O2 + 4H+ + 4e- <=> 2H2O}$
chloor $\ce{Cl2}$	oxidator	$\ce{Cl2 + 2e- <=> 2Cl-}$
hypochloriet $\ce{ClO-}$ (bleekwater)	oxidator	$\ce{2ClO- + 4H+ + 2e- <=> Cl2 + 2H2O}$
waterstofperoxide $\ce{H2O2}$	oxidator	$\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- <=> 2H2O}$
permanganaat $\ce{MnO4^-}$	oxidator	$\ce{MnO4^- + 8H+ + 5e- <=> Mn^{2+} + 4H2O}$
metalen $\ce{M}$ ( $\ce{Fe}$ , $\ce{Zn}$ , $\ce{Al}$ …)	reductoren	$\ce{M^{n+} + $n$ e- <=> M}$
jodide $\ce{I-}$	reductor	$\ce{I2 + 2e- <=> 2I-}$
thiosulfaat $\ce{S2O3^{2-}}$	reductor	$\ce{S4O6^{2-} + 2e- <=> 2S2O3^{2-}}$
ascorbinezuur $\ce{C6H8O6}$ (vitamine C)	reductor	$\ce{C6H6O6 + 2H+ + 2e- <=> C6H8O6}$

Voorbeeld 35.17 (Koper wordt groen)

Koperen daken en beelden die tientallen jaren buiten staan, worden langzaam lichtgroen. Zuurstof uit de lucht oxideert het koper tot $\ce{Cu^{2+}}$ -ionen, die met water en koolstofdioxide een dunne groene korst vormen, de patina. Anders dan roest op ijzer hecht de patina aan het metaal en beschermt ze het tegen verdere aantasting.

Een koperen dak na tientallen jaren aan de lucht: geoxideerd koper vormt een groene patina.

Opmerking 35.18 (Antioxidanten)

Een “antioxidant” die aan voedsel wordt toegevoegd, is een reductor die door de zuurstof van de lucht geoxideerd wordt voordat het voedsel dat wordt. Vitamine C (ascorbinezuur) is de bekendste: een doorgesneden appel met wat citroensap erover wordt veel langzamer bruin, omdat eerst de vitamine C van de citroen geoxideerd wordt.

35.5 Oefeningen

Oefening 35.1 ★

Definieer een oxidator, een reductor, een oxidatie en een reductie.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.1.

Oxidator: een deeltje dat elektronen kan opnemen. Reductor: een deeltje dat elektronen kan afstaan. Oxidatie: het afstaan van elektronen. Reductie: het opnemen van elektronen.

Oefening 35.2 ★

Schrijf voor elk paar het redoxkoppel op in de vorm Ox/Red: $\ce{Fe}$ en $\ce{Fe^{2+}}$ ; $\ce{Ag}$ en $\ce{Ag+}$ ; $\ce{I-}$ en $\ce{I2}$ ; $\ce{Fe^{2+}}$ en $\ce{Fe^{3+}}$ .

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.2.

$\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$ ; $\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$ ; $\ce{I2}$ / $\ce{I-}$ ; $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ .

Oefening 35.3 ★

Schrijf de halfreacties op van de koppels $\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$ , $\ce{Al^{3+}}$ / $\ce{Al}$ , $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ en $\ce{Cl2}$ / $\ce{Cl-}$ .

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.3.

$\ce{Ag+ + e- <=> Ag}$ ; $\ce{Al^{3+} + 3e- <=> Al}$ ; $\ce{Fe^{3+} + e- <=> Fe^{2+}}$ ; $\ce{Cl2 + 2e- <=> 2Cl-}$ .

Oefening 35.4 ★

Is de omzetting $\ce{Fe -> Fe^{2+} + 2e-}$ een oxidatie of een reductie? Werkt ijzer hier als oxidator of als reductor?

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.4.

Een oxidatie (er worden elektronen afgestaan); ijzer werkt als reductor.

Oefening 35.5 ★

Noem in de reactie $\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu}$ het deeltje dat geoxideerd wordt, het deeltje dat gereduceerd wordt, de oxidator en de reductor, en geef het aantal elektronen dat per zinkatoom wordt overgedragen.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.5.

Zink wordt geoxideerd en is de reductor; $\ce{Cu^{2+}}$ wordt gereduceerd en is de oxidator. Twee elektronen per zinkatoom.

Oefening 35.6 ★★

Maak in zure oplossing de halfreactie van het koppel $\ce{H2O2}$ / $\ce{H2O}$ kloppend, en volg daarbij Methode 35.11 stap voor stap.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.6.

Begin bij $\ce{H2O2 -> H2O}$ : zuurstof: twee O links, dus $\ce{2H2O}$ rechts; waterstof: 2 links, 4 rechts, dus $\ce{2H+}$ links; lading: $+2$ links, 0 rechts, dus twee elektronen links: $\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- <=> 2H2O}$ .

Oefening 35.7 ★★

Schrijf de vergelijking op van de reactie tussen jood $\ce{I2}$ en het thiosulfaation $\ce{S2O3^{2-}}$ , die jodide-ionen en tetrathionaationen $\ce{S4O6^{2-}}$ oplevert.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.7.

$\ce{I2 + 2e- -> 2I-}$ en $\ce{2S2O3^{2-} -> S4O6^{2-} + 2e-}$ ; elk twee elektronen, dus $\ce{I2 + 2S2O3^{2-} -> 2I- + S4O6^{2-}}$ .

Oefening 35.8 ★★

Schrijf de vergelijking van de zilverboomreactie op uit haar twee halfreacties, en leg uit waarom de oplossing blauw wordt.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.8.

$\ce{Cu -> Cu^{2+} + 2e-}$ en $2\times$ ( $\ce{Ag+ + e- -> Ag}$ ): $\ce{Cu + 2Ag+ -> Cu^{2+} + 2Ag}$ . De $\ce{Cu^{2+}}$ -ionen die ontstaan, zijn blauw.

Oefening 35.9 ★★

Vitamine C, $\ce{C6H8O6}$ , reageert met jood $\ce{I2}$ . Schrijf de vergelijking van de reactie op, en zeg welk deeltje de reductor is.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.9.

$\ce{C6H8O6 -> C6H6O6 + 2H+ + 2e-}$ en $\ce{I2 + 2e- -> 2I-}$ : $\ce{C6H8O6 + I2 -> C6H6O6 + 2I- + 2H+}$ . Vitamine C is de reductor.

Oefening 35.10 ★★

Aluminium reageert met koper(II)ionen. Schrijf de vergelijking op, en leg uit waarom de halfreacties met 2 en met 3 vermenigvuldigd moeten worden.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.10.

$\ce{Al -> Al^{3+} + 3e-}$ geeft 3 elektronen, $\ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu}$ neemt er 2 op; het kleinste gemeenschappelijke veelvoud is 6, dus de eerste wordt met 2 vermenigvuldigd en de tweede met 3: $\ce{2Al + 3Cu^{2+} -> 2Al^{3+} + 3Cu}$ .

Oefening 35.11 ★★

Waterstofperoxide oxideert in zure oplossing ijzer(II)ionen tot ijzer(III)ionen. Schrijf de vergelijking op.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.11.

$\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- -> 2H2O}$ en $2\times$ ( $\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-}$ ): $\ce{H2O2 + 2H+ + 2Fe^{2+} -> 2H2O + 2Fe^{3+}}$ .

Oefening 35.12 ★★★

Een zinken strip verliest $1.30\,\mathrm{g}$ in een oplossing met een overmaat koper(II)ionen. Hoeveel koper slaat er neer? Neem $M(\ce{Zn}) = 65.4\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ en $M(\ce{Cu}) = 63.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.12.

$n(\ce{Zn}) = 1.30/65.4 = 1.99 \times 10^{-2}\,\mathrm{mol}$ . Per geoxideerd zinkatoom slaat er één koperatoom neer, dus $n(\ce{Cu}) = 1.99 \times 10^{-2}\,\mathrm{mol}$ en $m(\ce{Cu}) = 1.99\times 10^{-2} \times 63.5 = 1.26\,\mathrm{g}$ .

Oefening 35.13 ★★★

Schrijf de vergelijking op van de oxidatie van ijzer(II)ionen door dichromaationen in zure oplossing. Welke hoeveelheid $\ce{Fe^{2+}}$ wordt geoxideerd door $0.010\,\mathrm{mol}$ dichromaationen?

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.13.

$\ce{Cr2O7^{2-} + 14H+ + 6e- -> 2Cr^{3+} + 7H2O}$ en $6\times$ ( $\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-}$ ): $\ce{Cr2O7^{2-} + 14H+ + 6Fe^{2+} -> 2Cr^{3+} + 6Fe^{3+} + 7H2O}$ . Zes $\ce{Fe^{2+}}$ per dichromaation: $6 \times 0.010 = 0.060\,\mathrm{mol}$ .

Oefening 35.14 ★★★

Bleekwater bevat hypochlorietionen $\ce{ClO-}$ en chloride-ionen $\ce{Cl-}$ . Schrijf met de koppels $\ce{ClO-}$ / $\ce{Cl2}$ en $\ce{Cl2}$ / $\ce{Cl-}$ de vergelijking op van de reactie die optreedt als bleekwater met een zuur in aanraking komt, en leg uit waarom de etiketten van bleekwater en van zure ontkalkers allebei waarschuwen dat je ze nooit mag mengen.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.14.

$\ce{2ClO- + 4H+ + 2e- -> Cl2 + 2H2O}$ en $\ce{2Cl- -> Cl2 + 2e-}$ ; optellen en door 2 delen: $\ce{ClO- + Cl- + 2H+ -> Cl2 + H2O}$ . Een zuur levert de $\ce{H+}$ -ionen, en bij de reactie komt chloor vrij, een giftig gas: vandaar de waarschuwing dat je de twee producten nooit mag mengen.

Oefening 35.15 ★★★

In de figuur van het zinkoppervlak gaan de elektronen door het metaal, niet door de oplossing. Leg met Propositie 35.8 uit waarom het koper op de zinken strip zelf neerslaat en niet ergens anders in het bekerglas.

Oplossing

Oplossing van Oefening 35.15.

Elektronen kunnen niet vrij door de oplossing reizen (Propositie 35.8): de elektronen die de zinkatomen afstaan, kunnen alleen opgenomen worden door een $\ce{Cu^{2+}}$ -ion dat het metaal raakt. Het koperatoom ontstaat dus aan het oppervlak van de strip, en blijft daar.

35.6 Probleem: De blaastest

Probleem 35.1

Weekendprobleem — de chemie van een blaaspijpje: twee koppels, een kleuromslag van oranje naar groen, de massa ethanol die een pijpje kan aantonen, en de brandstofcel die het verving

De eerste blaastests op alcohol gebruikten een glazen buisje gevuld met korrels silica, bedekt met oranje kaliumdichromaat, $\ce{K2Cr2O7}$ , in zuur. Ethanol, $\ce{CH3CH2OH}$ , in de adem die door het buisje geblazen wordt, reduceert de dichromaationen tot groene $\ce{Cr^{3+}}$ -ionen en wordt zelf geoxideerd tot ethaanzuur, $\ce{CH3COOH}$ ; de lengte van de groene zone is een maat voor de ethanol. Stel dat een buisje $2.0\,\mathrm{mg}$ kaliumdichromaat bevat. Gebruik $M(\ce{K}) = 39.1$ , $M(\ce{Cr}) = 52.0$ , $M(\ce{O}) = 16.0$ , $M(\ce{C}) = 12.0$ , $M(\ce{H}) = 1.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $N_A = 6.02 \times 10^{23}\,\mathrm{mol}^{-1}$ en $e = 1.60 \times 10^{-19}\,\mathrm{C}$ .

Deel I — Twee koppels.

Noem de twee redoxkoppels die meedoen, de oxidator eerst.
Wordt ethanol geoxideerd of gereduceerd? Is het de oxidator of de reductor?
Schrijf de halfreactie op van het koppel $\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ in zure oplossing.
Schrijf de halfreactie op van het koppel $\ce{CH3COOH}$ / $\ce{CH3CH2OH}$ in zure oplossing.
Leid daaruit de vergelijking van de reactie in het buisje af.

Deel II — Wat één buisje kan meten.

Verklaar de kleuromslag van de korrels.
Bereken de molaire massa van kaliumdichromaat.
Bereken de hoeveelheid dichromaationen in het buisje.
Welke hoeveelheid ethanol is er nodig om het hele buisje groen te maken?
Leid daaruit de grootste massa ethanol af die één buisje kan meten.

Deel III — Van adem naar bloed. Iemand blaast $1.0\,\mathrm{L}$ adem door het buisje; de groene zone groeit evenredig met de massa ethanol die haar bereikt.

De adem bevat $0.25\,\mathrm{mg}$ ethanol per liter. Welk deel van het dichromaat wordt gebruikt?
Het buisje is $10\,\mathrm{cm}$ lang. Hoe lang is de groene zone?
Ademanalysers gaan ervan uit dat $2100\,\mathrm{L}$ adem evenveel ethanol bevat als $1\,\mathrm{L}$ bloed. Schat de massa ethanol per liter bloed, in gram.
Waarom begint de groene zone bij de inlaat van het buisje en groeit ze naar de uitlaat toe, in plaats van dat het hele buisje een beetje groen wordt?
Waarom kun je een buisje maar één keer gebruiken?

Deel IV — De brandstofcel. Kaliumdichromaat draagt de pictogrammen . Moderne apparaten gebruiken in plaats daarvan een brandstofcel, waarin de ethanol van de adem op een elektrode door zuurstof geoxideerd wordt, en de vrijgekomen elektronen door een draad stromen.

Geef twee redenen, afgelezen uit de pictogrammen, waarom de dichromaatbuisjes zijn afgeschaft.
Schrijf de vergelijking op van de oxidatie van ethanol door zuurstof, met het koppel $\ce{O2}$ / $\ce{H2O}$ .
Hoeveel elektronen staat één ethanolmolecuul af als het tot ethaanzuur geoxideerd wordt?
Bereken voor $0.25\,\mathrm{mg}$ ethanol de hoeveelheid ethanol, en daarna het aantal elektronen dat vrijkomt.
Leid daaruit de elektrische lading af die door de brandstofcel stroomt. Waarom is deze lading een goede maat voor de ethanol in de adem?

Oplossing

Oplossing van Probleem 35.1.

1. $\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ en $\ce{CH3COOH}$ / $\ce{CH3CH2OH}$ .

2. Ethanol wordt geoxideerd: het is de reductor.

3. $\ce{Cr2O7^{2-} + 14H+ + 6e- <=> 2Cr^{3+} + 7H2O}$ .

4. Koolstof klopt (twee aan elke kant). Zuurstof: twee links, één rechts, dus $\ce{H2O}$ rechts. Waterstof: vier links, $6 + 2 = 8$ rechts, dus $\ce{4H+}$ links. Lading: $+4$ links, 0 rechts, dus vier elektronen links: $\ce{CH3COOH + 4H+ + 4e- <=> CH3CH2OH + H2O}$ .

5. Twaalf elektronen: $2\times$ de eerste, $3\times$ de tweede omgekeerd: $\ce{2Cr2O7^{2-} + 3CH3CH2OH + 16H+ -> 4Cr^{3+} + 3CH3COOH + 11H2O}$ .

6. Oranje $\ce{Cr2O7^{2-}}$ -ionen worden gereduceerd tot groene $\ce{Cr^{3+}}$ -ionen, overal waar de ethanol ze bereikt.

7. $M = 2\times 39.1 + 2\times 52.0 + 7\times 16.0 = 294.2\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

8. $n = 2.0\times 10^{-3}/294.2 = 6.8 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol}$ .

9. Drie ethanolmoleculen op twee dichromaationen: $n = \tfrac{3}{2}\times 6.8\times 10^{-6} = 1.0 \times 10^{-5}\,\mathrm{mol}$ .

10. $M(\ce{C2H6O}) = 46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , dus $m = 1.02\times 10^{-5}\times 46.0 = 4.7 \times 10^{-4}\,\mathrm{g}$ , ongeveer $0.47\,\mathrm{mg}$ .

11. $0.25/0.47 \approx 0.53$ : ongeveer $53\,\%$ van het dichromaat.

12. $0.53 \times 10 \approx 5.3\,\mathrm{cm}$ .

13. $0.25\,\mathrm{mg} \times 2100 = 525\,\mathrm{mg}$ per liter bloed, ongeveer $0.53\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ .

14. De adem komt eerst langs de korrels bij de inlaat; daar is het dichromaat in overmaat en haalt het alle ethanol weg, zodat de reactie in een eerste stuk van het buisje volledig is, dat helemaal groen wordt, voordat er ethanol verder komt.

15. De reactie is aflopend: de groene $\ce{Cr^{3+}}$ -ionen worden niet weer dichromaat, dus een gebruikt buisje kan niet opnieuw meten.

16. Het is acuut giftig (GHS06) en ernstig gevaarlijk voor de gezondheid (GHS08: tot de gevarenaanduidingen behoort “kan kanker veroorzaken”), en daarnaast bijtend en giftig voor in het water levende organismen; een apparaat dat door het publiek gebruikt wordt, mag het niet bevatten.

17. $\ce{O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O}$ en $\ce{CH3CH2OH + H2O -> CH3COOH + 4H+ + 4e-}$ : $\ce{CH3CH2OH + O2 -> CH3COOH + H2O}$ .

18. Vier elektronen.

19. $n = 0.25\times 10^{-3}/46.0 = 5.4 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol}$ ethanol; elektronen $4n = 2.2 \times 10^{-5}\,\mathrm{mol}$ , dat is $2.2\times 10^{-5}\times 6.02\times 10^{23} = 1.3 \times 10^{19}$ elektronen.

20. $Q = 1.3\times 10^{19}\times 1.60\times 10^{-19} \approx 2.1\,\mathrm{C}$ . Elk ethanolmolecuul stuurt precies vier elektronen door de draad, dus de lading is evenredig met de hoeveelheid ethanol: wie de lading meet, meet de ethanol.

Begrippen gedefinieerd in dit hoofdstuk

Bekijk alle 852 begrippen in de begrippenlijst