[SK] ijzer

[Skilly]

Hoi allemaal,

We moesten vandaag een proef doen op school. Waar we kopersulfaat moesten oplossen in water. Cu+ (aq) + SO4 2- (aq). Nadat we dit hadden gedaan moesten we een spijker in zetten van ijzer Fe.

Na ongeveer 15 min. wachten begon het ijzer langzaam te roesten/ het kreeg een bruine kleur.

Na ongeveer 40 min. haalden we de spijker dus uit die oplossing. De spijker had een roestbruine kleur, maar met een harde stukje karton kon je ze al weghalen. (Mijn conclusie was toen het is niet verroest waarschijnlijk koper)

Maar nu is de vraag: Wat was dat bruine aanslag op de spijker, was dat roest of koper of wat anders. En wat is de reactie vergelijking van het ijzer dan die dan reageert met 1 van die stoffen in de oplossing?

Alvast bedankt

Groetjes Skilly.

[gede]

Neen, die aanslag was geen roest, het was afgezet Cu. In de oplossing vond een oxidatie-reductie ("redox")-reactie plaats:

Fe(s)-> Fe(2+) + 2 e-
Cu (2+)+2e- -> Cu(s)

Het ijzer van de spijker gaat in oplossing onder de vorm van ijzerionen. Elk ijzeratoom geeft hierbij 2 elektronen af die worden opgenomen door het Cu(2+) in de oplossing. Hierdoor zet vast koper zich af op de spijker.

Het feit dat deze reactie opgaat, kan je zien in een oxidatiereductieschaal (potentiaal van de respectievelijke halfcellen t.o.v. de standaard electrodepotentiaal van de waterstofelektrode). Hier kan je zien dat ijzer "liever" elektronen afgeeft dan koper, zodat de reactie spontaan opgaat.

[Skilly]

Hartelijk bedankt Gede

[Skilly]

Maar wat betekend:

Het feit dat deze reactie opgaat, kan je zien in een oxidatiereductieschaal (potentiaal van de respectievelijke halfcellen t.o.v. de standaard electrodepotentiaal van de waterstofelektrode).

Nooit van gehoort:

oxidatiereductieschaal (potentiaal van de respectievelijke halfcellen t.o.v. de standaard electrodepotentiaal

kan je me even uitleggen in weinig woorden?

[mathfreak]

Skilly schreef op 02-03-2005 @ 18:42 :
Maar wat betekent:

Het feit dat deze reactie opgaat, kan je zien in een oxidatiereductieschaal (potentiaal van de respectievelijke halfcellen t.o.v. de standaard electrodepotentiaal van de waterstofelektrode).

Nooit van gehoord:

oxidatiereductieschaal (potentiaal van de respectievelijke halfcellen t.o.v. de standaard electrodepotentiaal

kan je me even uitleggen in weinig woorden?

Dit hoort alleen tot de h.a.v.o.- en de v.w.o.-stof, dus ik kan me voorstellen dat je daar als m.a.v.o.-leerlinge nog nooit van gehoord hebt. Ik zal proberen om het uit te leggen: het gaat hier om een reactie met elektronenoverdracht. Zo'n reactie wordt ook wel een redoxreactie genoemd omdat je te maken hebt met een stof die elektronen kan afstaan, en met een stof die elektronen kan opnemen. Een stof die elektronen kan afstaan heet een reductor, en een stof die elektronen kan opnemen heet een oxidator, vandaar dus de naam redoxreactie.
Ik haal er nu even de reacties bij die gede vermeldde:
Fe(s) -> Fe²⁺ + 2 e^-
Cu²⁺ + 2 e^- -> Cu(s).
Deze 2 reacties worden halfreacties genoemd. De eerste halfreactie geeft aan dat ijzer 2 elektronen afstaat en overgaat in een ijzer(II)-ion, dus het ijzer is hier de reductor. De tweede halfreactie geeft aan dat het koperion 2 elektronen opneemt en overgaat in koper, dus het koperion is hier de oxidator. Als je de halfreacties optelt krijg je de nettoreactie
Fe(s) + Cu²⁺(aq) -> Cu(s) + Fe²⁺(aq).
Men heeft nu met behulp van een zogenaamde waterstofelektrode voor iedere halfreactie het spanningsverschil (ook wel potentiaalverschil genoemd) ten opzichte van de waterstofelektrode
bepaald, en deze halfreacties kunnen samen met het bijbehorende potentiaalverschil in een tabel worden opgezocht. Deze tabel wordt bij het h.a.v.o. en het v.w.o. behandeld bij de bespreking van redoxreacties.

[gede]

Dit uitleggen in weinig woorden is niet echt heel simpel, maar goed, een poging :

Een aantal metalen of verbindingen daarvan (en nog wat andere stoffen, maar die zijn hier niet belangrijk) zijn in staat om elektronen af te geven. Dit kan je schrijven als (in het algemeen bij afgave van n electronen):

M -> M(n+) + n.e(-)

Sommige metalen zullen meer geneigd zijn om dit te doen dan andere. Om een dergelijke reactie een "getal" vast te kleven dat aangeeft hoe graag het metaal zoiets doet, maakt men een cel (je kan dit zien als een soort batterij). Als je meer details over zo'n cel wilt, dan vertel ik het je wel, maar dat is hier niet echt van belang.

Een cel met een staaf van het metaal, gedompeld in ionen van het metaal (vb. een Fe-staaf in een oplossing met Fe(2+) ionen) wordt verbonden met een waterstofcel (waterstofgas dat borrelt in een zure oplossing). In de waterstofcel kan volgende reactie plaatsgrijpen:

H2 ->2 H(+) + 2 e(-)

Door de cellen te verbinden met een draad (geleider), worden de elektronen die door het waterstofgas worden afgegeven getransporteerd naar de metaalcel en opgenomen door de metaalionen uit de oplossing in de andere cel. Vast metaal zet zich hierbij af. De correcte reacties zijn dus:

H2 ->2 H(+) + 2 e(-)
M(n+) + n.e(-) -> M

Het is onmogelijk dat beide reacties in dezelfde zin opgaan en dat bijvoorbeeld zowel waterstofgas en het metaal elecctronen afgeven. Steeds geeft één van beide electronen worden door een ion opgenomen. Wel is het mogelijk dat de twee bovenstaande reacties beide omgekeerd opgaan, dat weet je niet op voorhand, maar bovenstaande reacties neem je aan als "standaard".

Men meet dan met een voltmeter het potentiaalverschil tussen de twee cellen. Des te groter dit potentiaalverschil, des te meer zijn de metaalionen geneigd elektronen OP TE NEMEN ten opzichte van waterstof. Je kan nu voor alle metalen deze cel bouwen en dan kan je de metalen onderling vergelijken. Voor ijzer is de volgende waarde te vinden voor de gemeten potentiaal. (De concentratie van de oplossing ijzerionen en zuur zijn eenheidsconcentraties). Het gemeten potentiaalverschil is de STANDAARD ELECTRODEPOTENTIAAL en wordt in tabellen gezet.


Fe(2+) + 2 e- -> Fe(s) -0,47 V


Je kan zien dat men bij ijzer een negatief potentiaalverschil meet ten opzichte van de waterstofcel. Dit betekent dat de elektronen omgekeerd door de voltmeter stromen dan aangenomen en de reacties zijn dus:

Fe (s) -> Fe(2+) + 2 e(-)
2 H(+) + 2 e(-) -> H2(g)


Goed, nu ter zake. Als je de waarden voor ijzer en koper uit de tabel vergelijkt:

Fe(2+) + 2 e(-) -> Fe(s) -0,47 V
Cu(2+) +2e(-) -> Cu (s) +0,34 V

Dus zie je dat als je ijzer en koper vergelijkt, dat dus ijzer liever electronen afgeeft en koper er liever opneemt. Dus, als je dus een koperoplossing bij vast ijzer doet krijg je:

Fe(s) -> Fe(2+) + 2 e(-)
Cu(2+) +2e(-) -> Cu (s)


De electronen door vast ijzer afgegeven worden opgenomen door koperionen uit de oplossing en vast koper zet zich dan op het metaal af.


Zo, ik hoop dat dit duidelijk genoeg is. Tis in het lang en het breed uitgelegd, maar korter kan ik het niet als het duidelijk moet blijven. Als het niet duidelijk is, tell me

[gede]

Ze waren me voor met een kortere uitleg

[Skilly]

gede schreef op 02-03-2005 @ 20:06 :
Ze waren me voor met een kortere uitleg

Ja maar je hebt me al geholpen geeft andere een kans grappie.

Het is grappig maar wat jullie uitleggen daar is me leraar steeds voorbeelden aan het geven. Ja zoals iemand zei hij noemde het redox-reactie maar ik heb dat nog niet echt onder de knie.

Bedankt ik laat wel van me horen als ik meer uitleg nodig hebt. Maar schrijf maar neer als je nu wil alles is welkom