Toepassing van de spanningsreeks van metalen en niet-metalen

Spanningsreeks van metalen

Definitie

De spanningsreeks van metalen is een rangschikking van metalen volgens hun vermogen om elektronen (e-) af te staan. Deze reeks ordent metalen op basis van stijgende elektronegativiteit (EN), waarbij elk metaal zijn neiging tot oxidatie of reductie ten opzichte van andere metalen weerspiegelt. In deze context betekent oxidatie het afgeven van elektronen.

Belangrijke concepten

• Metalen staan typisch elektronen af om een stabielere ionconfiguratie te verkrijgen; dit komt voort uit hun lage elektronegativiteit vergeleken met niet-metalen.

• De spanningsreeks van metalen ordent de metalen van meest reductorisch (lage EN, meest geneigd tot elektronenafgifte) naar minst reductorisch (hoge EN, minst geneigd tot elektronenafgifte).

• Het metaal met de hoogste elektronegativiteit (hoogste EN in de reeks) toont de sterkste neiging om elektronen op te nemen van andere metalen, indien mogelijk, en zal daardoor het minst snel geoxideerd worden.

• Typisch voorkomende metalen in de spanningsreeks zijn bijvoorbeeld lithium, natrium, magnesium, ijzer, koper en goud; goud heeft een van de hoogste EN-waarden onder de metalen en zal in een galvanische cel niet spontaan geoxideerd worden in aanwezigheid van andere metalen met lagere EN.

Formules en berekeningen

• De volgorde van de spanningsreeks wordt afgeleid uit de standaardelektrodepotentialen ($E^\circ$): $$M(s) \rightarrow M^{n+}(aq) + n\,e^-$$ waarbij $E^\circ$ het standaard potentiaal is van de halfreactie. Metalen met een lager (negatiever) $E^\circ$ staan hoger in de spanningsreeks (sterkere reductoren).

• In een galvanische cel is het metaal van de anode het metaal dat e- afstaat (oxidatie), dit metaal heeft een lagere EN en een negatiever standaardelektrodepotentiaal dan het kathode-metaal.

• Voorbeeld: Vergelijk de standaardpotentiaal van zink ($\text{Zn}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Zn}$, $E^\circ = -0,76\,V$) versus koper ($\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}$, $E^\circ = +0,34\,V$). Zink staat boven koper in de spanningsreeks: zink geeft vlotter e- af.

Praktijkvoorbeelden

Voorbeeld 1: In een galvanische cel met een zink- en koper-elektrode, wordt zink geoxideerd tot $\text{Zn}^{2+}$, terwijl koperionen gereduceerd worden tot koper. Redoxreacties:

• Anode (oxidatie): $\text{Zn} (s) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^-$

• Kathode (reductie): $\text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu} (s)$

Voorbeeld 2: Kijk naar ijzer en magnesium. Magnesium ($\text{Mg}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Mg}$, $E^\circ = -2,37\,V$) en ijzer ($\text{Fe}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Fe}$, $E^\circ = -0,44\,V$). Magnesium staat boven ijzer in de spanningsreeks en geeft dus makkelijker e- af; in contact met ijzer zal magnesium corroderen (worden opgeofferd als offermetaal bij kathodische bescherming).

Veel gemaakte fouten

• Verwarren van de richting van elektronenstroom: e- bewegen steeds van het metaal met lagere EN (negatiever $E^\circ$) naar het metaal met hogere EN (positiever $E^\circ$).

• Foutief de standaard elektrodepotentiaal omkeren: de opgegeven $E^\circ$ slaat altijd op de reductiereactie; bij oxidatie dient men het teken om te keren.

• Veronderstellen dat metalen die dicht bij elkaar staan in de spanningsreeks geen significante potentiaalverschillen vertonen; zelfs kleine verschillen kunnen reacties veroorzaken.

• Toepassen van deze reeks op metaallegeringen zonder te corrigeren voor legeringseffecten.

Spanningsreeks van niet-metalen

Definitie

De spanningsreeks van niet-metalen ordent niet-metalen volgens hun vermogen om elektronen (e-) op te nemen, op basis van hun elektronegativiteit (EN). In deze reeks worden niet-metalen gerangschikt in dalende volgorde van elektronegativiteit, waarbij het niet-metaal met de hoogste EN het sterkst de neiging heeft e- van andere niet-metalen over te nemen.

Belangrijke concepten

• Niet-metalen zijn elektronenacceptoren en worden, in een redoxcontext, gerangschikt van meest oxiderend (hoogste EN, sterkste neiging tot e- opname) naar minst oxiderend (laagste EN, zwakste neiging tot e- opname).

• Fluor (F) wordt als referentiepunt genomen vanwege zijn extreem hoge EN; het zal als eerste e- opnemen, gevolgd door zuurstof (O), chloor (Cl), enzovoort.

• Niet-metalen onderaan deze reeks (zoals fosfor, zwavel) bezitten een kleinere EN en nemen minder graag e- op in vergelijking met bovenliggende elementen.

• Het verschil in gedrag beïnvloedt redoxreacties, elektrochemische cellen en toepassingen zoals elektrolyse waar niet-metalen dienen als oxidatoren.

Formules en berekeningen

• Standaard elektrodepotentiaal voor niet-metalen wordt eveneens gebruikt ter rangschikking. Bijvoorbeeld voor halogenen: $$X_2 (g/l/s) + 2e^- \rightarrow 2X^- (aq)$$ De standaard waarde $E^\circ$ is het hoogst voor fluor (+2,87 V), dan zuurstof (+1,23 V voor $\text{O}_2 + 4H^+ + 4e^-$), dan chloor (+1,36 V voor Cl₂).

• De dalende EN betekent dat chemische omzettingen met e- van bovenstaand naar onderstaand niet-metaal vanzelf, spontaan verlopen.

• In een elektrolytische cel wordt het niet-metaal met de laagste EN als eerste gereduceerd wanneer meerdere mogelijkheden bestaan.

Praktijkvoorbeelden

Voorbeeld 1: In een halogeenuitwisselingsreactie tussen chloor en bromide-ionen:

Chloor bezit een hogere EN dan broom, dus chloor neemt e- van bromideionen op; bromide wordt geoxideerd tot broomgas.

Voorbeeld 2: In een waterstofbrandstofcel, fungeert zuurstof als elektronacceptor:

Zuurstof staat boven waterstof, en zal dus bij voorkeur e- opnemen van waterstof, waardoor de spontane redoxreactie mogelijk is.

Veel gemaakte fouten

• Onterecht aannemen dat de volgorde van niet-metalen identiek is aan hun groepsvolgorde in het periodiek systeem; het gaat om effectieve elektronegativiteit en standaard elektrodepotentiaal.

• Vergeten dat sommige niet-metalen verschillende oxidatietoestanden hebben met bijbehorende aangepaste (en soms tegengestelde) redoxeigenschappen.

• Wiskundige fouten bij het optellen van halfreacties, wat kan leiden tot omkering van reactievoorkeur.

• Foutief e- toekennen bij perifere redoxsystemen, bijvoorbeeld door misbruik van halfcellpotentialen in niet-conventionele omstandigheden.

Samenvatting

• Metalen in de spanningsreeks worden gerangschikt volgens stijgende elektronegativiteit; lage EN betekent eerder e- afgeven (reductor), hoge EN betekent minder geneigd tot oxidatie.

• Het metaal met de hoogste EN in de spanningsreeks is het minst reactief als reductor en zal in een galvanische cel als kathode fungeren.

• Niet-metalen daarentegen worden gerangschikt volgens dalende EN; hoge EN betekent sterke neiging tot e- opname (oxiderend karakter).

• Het niet-metaal met de hoogste EN is een krachtig oxidator, neemt e- gemakkelijk op in redoxreacties en is bepalend in spontane reacties tussen niet-metalen.

• Correct gebruik van standaardelektrodepotentialen ($E^\circ$) is essentieel bij het voorspellen van de richting van elektronenoverdracht bij metaal- en niet-metaalreacties.

Oefenvragen

Vraag 1: Gegeven: Aluminium ($\text{Al}^{3+} + 3e^- \rightarrow \text{Al}; E^\circ = -1,66\,V$), Zilver ($\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}; E^\circ = +0,80\,V$). Plaats beide metalen in de spanningsreeks en bepaal welk metaal als eerste geoxideerd zou worden in een galvanische cel.

Antwoord: Aluminium heeft een lager (negatiever) $E^\circ$ dan zilver en staat bovenaan in de spanningsreeks, het zal makkelijker e- afgeven en als eerste geoxideerd worden. Zilver zal als oxidator optreden.

Vraag 2: Chloor ($\text{Cl}_2 + 2e^- \rightarrow 2 \text{Cl}^-; E^\circ = +1,36\,V$) en Jood ($\text{I}_2 + 2e^- \rightarrow 2 \text{I}^-; E^\circ = +0,53\,V$) komen met elkaar in contact. Welke reactie verloopt spontaan?

Antwoord: Chloor heeft een hogere EN en $E^\circ$ dan jood; chloor neemt e- van jodide op:

Deze reactie verloopt spontaan; jodide wordt geoxideerd tot jood.

Vraag 3: Leg uit waarom magnesium een gebruikte keuze is als offermetaal bij bescherming van ijzeren structuren tegen corrosie.

Antwoord: Magnesium bezit een veel lager $E^\circ$ dan ijzer en staat dus hoger in de spanningsreeks van metalen. Hierdoor geeft magnesium makkelijker e- af dan ijzer. Het wordt selectief geoxideerd (opgeofferd), terwijl ijzer beschermd blijft tegen oxidatie.

Vraag 4: Een elektrochemische cel wordt opgebouwd met fluor en zuurstof als concurrenten voor e- opname. Welke gas neemt de elektronen het eerst op?

Antwoord: Fluor heeft de hoogste EN en het hoogste standaard elektrodepotentiaal ($E^\circ = +2,87\,V$). Fluor neemt e- op voorkeur boven zuurstof, dus de celreactie zal leiden tot reductie van fluor.