werkzitting grondslagen van de chemie

1. Werkzitting 8:
Redox deel 2
Prof. Dr. Stijn Van Cleuvenbergen
Melina Ghesquiere
Arne Sinnesael
Charlotte Dekimpe
~ Theorie: Hoofdstuk XVI
Redoxreacties en elektrochemie

2. • Online
• 1 contactuur
• Vragen mogelijk via e-mail:
• charlotte.dekimpe@kuleuven.be
• Arne.sinnesael@kuleuven.be
Werkvorm WZ7

3. Theorie: Redoxreacties
OXIDATIE REDUCTIE
verhoging van het oxidatiegetal verlaging van het oxidatiegetal
elektronenafgifte elektronenopname
Redoxreactie = oxidatie + reductie

4. Theorie: Redoxreacties
OXIDATIE REDUCTIE
verhoging van het oxidatiegetal verlaging van het oxidatiegetal
elektronenafgifte elektronenopname
REDUCTANS OXIDANS
reduceert het oxidans oxideert het reductans
wordt geoxideerd wordt gereduceerd
oxidatiegetal atoom stijgt oxidatiegetal atoom daalt
elektronendonor elektronenacceptor
Redoxreactie = oxidatie + reductie

5. Theorie: Redoxreacties
Redoxreactie = oxidatie + reductie
Voorbeeld:
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
OG: 0 +II +II 0
REDOX

6. • Doel? Richting redoxreactie bepalen
Theorie: Reductiepotentiaal

7. • Doel? Richting redoxreactie bepalen
• Bij internationale afspraak wordt een halfreactie steeds als reductie genoteerd
(opname van elektronen) en spreken we van een ‘reductiepotentiaal’.
Theorie: Reductiepotentiaal

8. • Doel? Richting redoxreactie bepalen
• Bij internationale afspraak wordt een halfreactie steeds als reductie genoteerd
(opname van elektronen) en spreken we van een ‘reductiepotentiaal’.
• Standaard reductiepotentiaal, E°(V).
i) de concentraties van alle opgeloste stoffen die in de halfreactie voorkomen gelijk zijn aan 1
mol/L
ii) de partiële drukken van alle gassen die in de halfreactie voorkomen 1 atm bedragen
iii) de temperatuur 25 °C = 298,15 K
Theorie: Reductiepotentiaal

9. • Doel? Richting redoxreactie bepalen
• Bij internationale afspraak wordt een halfreactie steeds als reductie genoteerd (opname
van elektronen) en spreken we van een ‘reductiepotentiaal’.
• Standaard reductiepotentiaal, E°(V).
i) de concentraties van alle opgeloste stoffen die in de halfreactie voorkomen gelijk zijn aan 1 mol/L
ii) de partiële drukken van alle gassen die in de halfreactie voorkomen 1 atm bedragen
iii) de temperatuur 25 °C = 298,15 K
• De halfreactie met de hoogste E0-waarde zal voorkomen als een reductie, degene met
de laagste E0-waarde moet worden omgedraaid zodat ze voorkomt als een oxidatie.
Theorie: Reductiepotentiaal

10. = electrochemische cellen
• Spontane redoxreactie  spanning leveren
• Anode: oxidatie
• Kathode: reductie
Theorie: Galvanische cellen

11. Theorie: Galvanische cellen

12. Theorie: Galvanische cellen
Anode: oxidatie
Zn  Zn2+ + 2e-

13. Theorie: Galvanische cellen
Kathode: reductie
Cu2+ + 2e- Cu

14. Theorie: Galvanische cellen
Kathode: reductie
Cu2+ + 2e- Cu
Anode: oxidatie
Zn  Zn2+ + 2e-
Zinkelektrode zal elektronen afgeven  anode negatief
Koperelektrode zal elektronen aantrekken  kathode positief

15. Theorie: Galvanische cellen
kathode: reductie
Cu2+ + 2e- Cu
Anode: oxidatie
Zn Zn2+ + 2e-
Notatie galvanische cel:
Anode I anode-oplossing II kathode-oplossing I kathode
Zn I ZnSO4 II CuSO4 II Cu

16. • Galvanische cel: geleverde spanning?
• Potentiaalverschil tussen elektroden (rekening houden met conc, druk)
• ΔE = Ek – Ea
Theorie: vergelijking van Nernst
Afleiding in theorie: XVI.6. Invloed
van concentratie op redoxreacties

17. • Galvanische cel: geleverde spanning?
• Potentiaalverschil tussen elektroden (rekening houden met conc, druk)
• ΔE = Ek – Ea
aA + bB  cC + dD
• Reductiepotentiaal van de halfcellen:
• Kathode: aA + ne-  cC (reductie)
• 𝐸 𝑘 = 𝐸° 𝑘 –
(0,059 log
[𝐶]
𝑐
[𝐴]
𝑎)
𝑛
Theorie: vergelijking van Nernst
Afleiding in theorie: XVI.6. Invloed
van concentratie op redoxreacties

18. • Galvanische cel: geleverde spanning?
• Potentiaalverschil tussen elektroden (rekening houden met conc, druk)
• ΔE = Ek – Ea
aA + bB  cC + dD
• Reductiepotentiaal van de halfcellen:
• Kathode: aA + ne-  cC (reductie)
• 𝐸 𝑘 = 𝐸° 𝑘 –
(0,059 log
[𝐶]
𝑐
[𝐴]
𝑎)
𝑛
• Anode: bB  dD + ne- (oxidatie)
• 𝐸 𝑎 = 𝐸° 𝑎 –
(0,059 log
[𝐵]
𝑏
[𝐷]
𝑑)
𝑛
Theorie: vergelijking van Nernst
Afleiding in theorie: XVI.6. Invloed
van concentratie op redoxreacties

19. • Galvanische cel: geleverde spanning?
• Potentiaalverschil tussen elektroden (rekening houden met conc, druk)
• ΔE = Ek – Ea
aA + bB  cC + dD
• Reductiepotentiaal van de halfcellen:
• Kathode: aA + ne-  cC (reductie)
• 𝐸 𝑘 = 𝐸° 𝑘 –
(0,059 log
[𝐶]
𝑐
[𝐴]
𝑎)
𝑛
• Anode: bB  dD + ne- (oxidatie)
• 𝐸 𝑎 = 𝐸° 𝑎 –
(0,059 log
[𝐵]
𝑏
[𝐷]
𝑑)
𝑛
Theorie: vergelijking van Nernst
[ ]: activiteit
• Ion: concentratie
• Gas: druk
• Vloeistof, vast: 1
Afleiding in theorie: XVI.6. Invloed
van concentratie op redoxreacties

20. • Galvanische cel: geleverde spanning?
• Potentiaalverschil tussen elektroden (rekening houden met conc, druk)
• ΔE = Ek – Ea
Theorie: vergelijking van Nernst
[ ]: activiteit
• Ion: concentratie
• Gas: druk
• Vloeistof, vast: 1

21. • Galvanische cel: geleverde spanning?
• Potentiaalverschil tussen elektroden (rekening houden met conc, druk)
• ΔE = Ek – Ea
aA + bB  cC + dD
• Potentiaalverschil van de totale cel:
• ΔE = Ek – Ea
• 𝚫𝑬 = (𝑬° 𝒌 − 𝑬° 𝒂 ) –
(𝟎,𝟎𝟓𝟗 log 𝑸)
𝒏
• = vergelijking van Nernst
• = elektromotorische kracht (EMK)
Theorie: vergelijking van Nernst
[ ]: activiteit
• Ion: concentratie
• Gas: druk
• Vloeistof, vast: 1
𝒎𝒆𝒕 𝑸 =
[𝑪] 𝒄. [𝑫] 𝒅
[𝑨] 𝒂. [𝑩] 𝒃

22. Zie uitgewerkt voorbeeld (oef 3a) in video
Voorbeeld: galvanische cellen en vergelijking van Nernst

23. • Meerkeuzevragen
• Oefening 2b – 2c – 2d – 3b – 3d – 4 (bespreking tijdens contactmoment)
• Overige oefeningen ter voorbereiding van het examen
Oefeningen