Samenvatting hoofdstuk 5 Algemene chemie II

Hoofdstuk 5: elektrochemie
Inleiding
Elektroden, oplossingen en potentialen
 Elektrochemische verschijnselen van groot belang
o Voortplanting van zenuwprikkels
o Werking van batterijen
o Corrosie van metalen + zuivering van metalen
o Bleaching van de tanden (H2O2)
 Elektrochemie bestudeert de chemische en elektrische verschijnselen
o Elektrische potentialen thv elektrolytoplossing en vaste elektrode
 Synoniem voor redoxchemie -> oxidatie en reductie-reactie
o Verschil in oxidatiegetal en opnemen of afgeven van elektronen
 Voorbeeld de reactie van natrium in water -> vrijkomen van gas en vormen basische oplossing

Na -> Na+ + e-
2e + 2H2O -> 2OH- + H2 ↑
- *2
2Na + 2H2O -> 2Na+ + 2OH- + H2↑
2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 ↑
 Periodiek systeem
o Elementen streven naar de octetstructuur (bekomen van edelgasconfiguratie)
 Metalen geven elektronen af: M -> Mz+ = vorming van kationen (oxidatie)
 Oxidatiegetal neemt toe
 Niet-metalen nemen elektronen op: nM + e --> nMz- = vorming anionen (reductie)
 Oxidatiegetal neemt af
 Hoe hoger de EN-waarde, hoe groter de neiging voor opnemen van e -
o Waardes stijgen diagonaal van linksonder naar rechtsboven
o Sommige elementen kennen meerdere OG’s
 Morfologie van het element verandert
 Vorm- tot kleurverandering
 Verschil in OG en verschillende bindingen
o Ander OG vereist een ander tegenion
 Redoxreacties (bv: Cu + ½ O2 -> Cu2+ + O2- -> CuO↓
o Uitwisseling van elektronen tussen chemische verbindingen en/of ionen
 Reductans (reductor): reduceert een andere verbinding, oxideert zelf
-> geeft elektronen af aan iets anders -> stijging in oxidatiegetal
 Oxidans (oxidator): oxideert een andere verbinding, reduceert zelf
-> neemt elektronen op van iets anders -> daling in oxidatiegetal




1

,Elektrische eenheden
 Binnen S.I. (internationaal systeem) enkel de Ampère opgenomen
o Alle andere elektrische eenheden zijn secundaire eenheden, die van ampère en andere
S.I. eenheden kunnen worden afgeleid
 Ampère A (eenheid van elektrische stroom (l))
o Constante stroom die, indien geleid doorheen twee evenwijdige, oneindig lange,
rechtlijnige geleiders op een onderlinge afstand van 1m, per meter een kracht van
2*10-7 N veroorzaakt
 Coulomb C (eenheid van elektrische lading (q))
o Hoeveelheid lading, die door een elektrische stroom van 1A verplaatst wordt in 1sec
 1C = 1A*s
 Faraday F (lading die 1 mol elektronen vertegenwoordigd)
o Lading e van een elektron is 1,60317733*10 -19C
-> 1F = 1,60317733*1019C * 6,023*1023 = 96500 C/mol
 Volt V (eenheid van elektrische spanning (U))
o Spanningsverschil dat aan lading van 1C een potentiële energie van 1 Joule geeft
 1V = 1J/1C
o Belangrijkste elektrische grootheid
 Potentiaal U is potentiële energie per eenheid van lading
 Indien lading van 1C op plaats van potentiaal 1V zit -> potentiële energie = 1J
 Watt W (elektrisch vermogen (P))
o Arbeid (A) per tijdseenheid door elektrisch systeem
 1W = 1J/1s
o Indien in punt A van een geleider een hogere potentiële energie heerst dan in ander
punt B, zullen de elektronen zich van A naar B verplaatsen
 Elektrische stroom gepaard aan deze verplaatsing, zal door de weerstand van de
geleider arbeid leveren op deze geleide met arbeid per tijdseenheid is vermogen
 Vermogen geleverd door potentiaalverschil binnen de geleider
o 1W is het vermogen dat wordt geleverd wanneer tussen twee
punten van een geleider met potentaalverschil van 1V een
stroom van 1 Ampère loopt




2

, Elektrodepotentialen
Zink in koper (II)sulfaat
 Strook Zn-metaal (reductor) in een oplossing van CuSO 4 (Cu2+ is oxidator)
o Metaal bedekt met donkere laag, blauwe kleur uit oplossing verdwijnt
 Donkere laag op staafje bestaat uit Cu2+-ionen, blauwe kleur werd veroorzaakt
door dezelfde ionen
 Redoxreactie
o Zn-atomen vanuit de grenslaag van het metaal gaan als positieve ionen over naar de
oplossing -> laten 2 elektronen achter -> metalen plaatje wordt negatiever tov oplossing
 Positieve ionen Cu2+ uit de oplossing worden zo aangetrokken -> nemen de 2
vrijgekomen elektronen op -> zet zich af op het metaal als Cu-metaal
o Oxidatieve halfreactie Zn (s) -> Zn2+(aq) + 2e -
o Reductieve halfreactie Cu2+(s) + 2e- -> Cu (s)
 Zn-metaal in CuSO4 oplossing gebeurt spontaan -> ∆G° < 0 -> energie komt vrij
o Omgekeerd: Cu-metaal in zink oplossing geen spontane reactie (∆G° > 0)
 Mogelijk om toch door te gaan: vergt energie -> elektrolyse

Galvanische cellen: de Daniell-cel
 Rechter halfcel: Zn-staaf in contact gebracht met ZnSO 4-oplossing
o Oxidatie -> anode
o Zn (s) -> Zn2+(aq) + 2e –
 Ionen zullen wegdiffunderen -> omgeving van de anode is positief geladen
 Linker halfcel: Cu-staaf in contact met CuSO 4 oplossing
o Reductie -> kathode
o Cu2+(aq) + 2e- -> Cu (s)
 Elektronen komen toe -> omgeving van de kathode is negatief geladen
 Zoutbrug gevuld met oplossing van inert elektrolyt
o Reageert niet met de andere ionen in de oplossing
 Geen reductie of oxidatie
 Vaak Na2SO4
o Zorgt voor contact tussen beide halfcellen en tussen de elektrolytoplossing
 Gaat splitsen in ionen en tekort aan lading gaan compenseren -> neutralisatie
 Indien geen contact: lading in de halfcellen bemoeilijkt reductie- en
oxidatiereacties -> stroom zou nul worden = polarisatie
 Sterke menging gaat worden tegengegaan door een prop glaswol
 Metallische elektroden worden verbonden via elektrische bedrading
o Elektronen worden zo niet via de zoutbrug doorgegeven (bedrading = betere geleider)
 Belangrijk onderscheid tussen oorzaak en gevolg
Oorzaak: overdracht van elektronen van Zn-atomen naar de anode
-> Zn2+-ionen verschijnen in grenslaag rondom anode
-> anionen migreren naar anode-> anode krijgt negatief teken in extern elektrisch circuit
-> Elektronenstroom vanuit anode naar kathode -> Cu 2+-ionen verdwijnen uit grenslaag
rondom kathode -> kationen migreren naar de kathode -> kathode krijgt positief teken in
extern elektrisch circuit -> elektronenstroom naar de kathode vanuit de anode

3