Samenvatting scheikunde chemie overal H11-H15

H11 redoxreacties
Redoxreactie = reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt
 Oxidator = deeltje dat elektronen opneemt
 Reductor = deeltje dat elektronen afstaat

Opstellen reactievergelijking redoxreactie
1. Kijk naar het deeltje dat elektronen opneemt
2. Maak de reactie kloppend door elektronen toe te voegen (e-). Deze halfreactie geeft de helft
van de reactie weer
3. Kijk naar het deeltje dat elektronen afstaat
4. Maak een halfreactie van de reductor
5. Tel de twee halfreacties bij elkaar op. Je hebt nu de totaalreactie
 Er mogen hier geen elektronen meer voorkomen
 Alle toestandsaanduidingen staan erbij

Om een redoxreactie te herkennen kijk je of er sprake is van elektronenoverdracht: er moeten
deeltjes zijn die van lading veranderen.

Edelheid van metalen
 Alle metalen zijn reductoren
 Onedele metalen kunnen gemakkelijk met andere stoffen reageren en zijn dus sterke
reductoren
 Edele metalen kunnen niet makkelijk reageren met andere stoffen reageren en zijn dus
zwakke reductoren
 Als het metaal een sterke reductor is, is het metaalion een zwakke oxidator

Ag: geconjugeerde reductor
Ag+: geconjugeerde oxidator
Ag en Ag+: redoxkoppel

Standaardelektrodepotentiaal V0 = maat voor de sterkte van de oxidator in een redoxkoppel
 Hoe hoger de waarde van V0, hoe sterker de oxidator
 Hoe lager de waarde van V0, hoe sterker de reductor
reactie Verschil V0 (ox) - V0 (red)
Aflopende redoxreactie ≥ 0,3 V
Evenwichtsreactie -0,3 V < V0 < 0,3 V
Reactie verloopt niet ≤ -0,3 V


Redoxreactie opstellen
1. Noteer welke deeltjes aanwezig zijn
2. Bepaal wat de sterkste reductor is en wat de sterkste oxidator is
3. Onderzoek of de reactie aflopend is
4. Stel de halfreacties op
5. Stel de totaalreactie op
6. Controleer of er geen elektronen meer in de totaalreactie aanwezig zijn, de reactie kloppend
is en of er vervolgreacties kunnen optreden

De oxidatoren HSO4- en SO42- reageren alleen in warm geconcentreerd zwavelzuur

, Halfreactie opstellen
1. Noteer de gegeven deeltjes
2. Stel de halfreactie van de deeltjes op
 Zuur milieu: voor de pijl H+ en eventueel H2O, na de pijl mag geen OH- ontstaan
 Basisch milieu: voor de pijl eventueel OH- en eventueel H2O, na de pijl mag geen H+
ontstaan
 Neutraal milieu: voor de pijl H2O, na de pijl mag H+ of OH- ontstaan
3. Maak de deeltjes in de halfreactie kloppend
4. Maak de lading in de halfreactie kloppend door het juiste aantal elektronen toe te voegen


 Alcoholen met een OH-groep aan het uiteinde van een koolstofketen kunnen met een
oxidator reageren tot een aldehyde
 Als ethanol reageert met een oxidator ontstaat er ethanal
 Een aldehyde als oxidator wordt weer omgezet in alcohol bij aanwezigheid van een sterkere
reductor
 Een aldehyde als reductor reageert bij aanwezigheid van een sterkere oxidator tot een
carbonzuur
 Alcoholen met een OH-groep die niet aan het uiteinde van een koolstofketen zit en waarbij
het C-atoom ook nog een H-atoom heeft, reageren als reductor tot een keton

Redoxtitratie: in het equivalentiepunt hebben alle oxidatordeeltjes gereageerd met reductordeeltjes


H12 molecuulbouw
Octetregel = atomen vormen bindingen met elkaar zodat elk atoom acht valentie-elektronen heeft
(edelgasconfiguratie)

Lewisstructuur = in de structuurformule van een molecuul zijn alle valentie-elektronen getekend
Eektronenpaar = elektronen komen in tweetallen voor
Bindend elektronenpaar = gemeenschappelijke elektronenpaar van een atoombinding (streepje)
Niet-bindende/ vrije elektronenpaar = overige valentie=elektronen (groepjes van twee stippen)

Lewisstructuur opstellen
1. Teken de structuurformule en houd zoveel mogelijk rekening met de covalentie
2. Zoek in Binas tabel 99 op hoeveel valentie-elektronen elk atoom heeft en hoeveel er nodig
zijn voor een octet
3. Bepaal hoeveel valentie-elektronen zijn gebruikt in de bindende elektronenparen
4. Bereken hoeveel valentie-elektronen er nog over zijn
5. Bereken het aantal vrije elektronenparen
6. Geef de lewisstructuur

Uitgebreid octet = het aantal omringende elektronen is meer dan acht
Radicaal = deeltje waarbij niet alle elektronen in paren voorkomen, maar er een ongepaard elektron
voorkomt op een van de atomen

Formele lading = lading die een atoom krijgt als er meer elektronen voorkomen dan het
oorspronkelijk aantal valentie-elektronen
 Negatieve formele lading: er komen meer elektronen voor dan valentie-elektronen
 Positieve formele lading: er komen minder elektronen voor dan valentie-elektronen