Chemie Overal 5 VWO ||| Samenvatting H11: Redoxreacties
H11 | Redoxreacties
11.1 Elektronenoverdracht
Reacties van zure oplossingen met metalen
Een metaal kan bijvoorbeeld reageren met een zure oplossing. Er vindt dan een elektronen-
overdracht van het ene ion, op het andere ion plaats. Een reactie waarbij elektronenoverdracht
plaatsvindt, noem je een redoxreactie.
In het algemeen schrijf je bij redoxreacties geen H3O+, maar H+ omdat dit eenvoudiger is.
Redoxreacties
Een metaal kan ook reageren met een zoutoplossing.
Wanneer er een elektronenoverdracht plaatsvindt, zijn de ionen die elektronen opnemen de
acceptor en ionen die elektronen afstaan de donor. Er is dan sprake dus van een redoxreactie.
Het opstellen van een reactievergelijking voor redoxreacties is eenvoudiger als je deze opdeelt in
verschillende stappen.
Je kijkt eerst naar het deeltje dat elektronen opneemt, dit heet de oxidator. Je maakt van een
geladen deeltje een ongeladen deeltje, dit doe je door de ladingsbalans kloppend te maken door
elektronen toe te voegen. Je gebruikt daarvoor het symbool e—.
Voorbeeld: Cu2+ + 2 e— → Cu (s).
Deze vergelijking heet een halfreactie. Ze geeft de helft van de reactie weer.
In de tweede stap kijk je naar het deeltje dat elektronen afstaat, de reductor. Ook hiervan kan je
een halfreactie opstellen die er als volgt uitziet.
Voorbeeld: Zn (s) → Zn2+ + 2 e—.
Als je de twee halfreacties optelt, krijg je de vergelijking van de redoxreactie, de totaalreactie
genoemd. In een totaalreactie mogen geen elektronen meer voorkomen en staan alles toestands-
aanduidingen erbij.
Het herkennen van redoxreacties
Om te bepalen of een reactie een redoxreactie is, kijk je of er sprake is van een elektronenover-
dracht. Bij een elektronenoverdracht moeten er in de reacties deeltjes zijn die van lading
veranderen. Soms is dat heel duidelijk, maar soms is dat wat lastiger te zien.
Stel dus voor jezelf halfreacties op en kijk of er elektronen worden overgedragen.
11.2 Redoxkoppels
De edelheid van metalen
Edelheid van metalen kun je op een andere manier omschrijven. Alle metalen zijn reductoren, ze
vormen positieve ionen en staan elektronen af. Een onedel metaal, een metaal dat gemakkelijk
met andere stoffen reageert, is een sterke reductor. Een edel metaal, een metaal dat niet zo
gemakkelijk reageert, is een zwakke reductor.
Als het metaal een sterke reductor is, dan is het metaalion een zwakke oxidator.
Een geconjugeerde reductor is het deeltje dat ontstaat na de reactie van een oxidator. Een
deeltje dat juist ontstaat na de reactie van een reductor heet een geconjugeerde oxidator. Samen
vormen de geconjugeerde reductor en de oxidator of andersom een redoxkoppel.
In BINAS tabel 48 staat een groot aantal redoxkoppels gerangschikt naar afnemende oxidator-
sterkte. Is de reductor sterker, staat hij lager in de rechterkolom.
Standaardelektrodepotentiaal
Achter elk redoxkoppel in BINAS tabel 48 staat de zogenaamde standaardelektrodepotentiaal, V0
(in volt, 𝑉). Hoe hoger de waarde van V0, hoe sterker de oxidator. Hoe lager de waarde van V0, hoe
sterker de reductor. Dus sterke oxidatoren staan hoog in de linkerkolom van de tabel en sterke
reductoren staan laag in de rechterkolom van de tabel.
H11 | Redoxreacties
11.1 Elektronenoverdracht
Reacties van zure oplossingen met metalen
Een metaal kan bijvoorbeeld reageren met een zure oplossing. Er vindt dan een elektronen-
overdracht van het ene ion, op het andere ion plaats. Een reactie waarbij elektronenoverdracht
plaatsvindt, noem je een redoxreactie.
In het algemeen schrijf je bij redoxreacties geen H3O+, maar H+ omdat dit eenvoudiger is.
Redoxreacties
Een metaal kan ook reageren met een zoutoplossing.
Wanneer er een elektronenoverdracht plaatsvindt, zijn de ionen die elektronen opnemen de
acceptor en ionen die elektronen afstaan de donor. Er is dan sprake dus van een redoxreactie.
Het opstellen van een reactievergelijking voor redoxreacties is eenvoudiger als je deze opdeelt in
verschillende stappen.
Je kijkt eerst naar het deeltje dat elektronen opneemt, dit heet de oxidator. Je maakt van een
geladen deeltje een ongeladen deeltje, dit doe je door de ladingsbalans kloppend te maken door
elektronen toe te voegen. Je gebruikt daarvoor het symbool e—.
Voorbeeld: Cu2+ + 2 e— → Cu (s).
Deze vergelijking heet een halfreactie. Ze geeft de helft van de reactie weer.
In de tweede stap kijk je naar het deeltje dat elektronen afstaat, de reductor. Ook hiervan kan je
een halfreactie opstellen die er als volgt uitziet.
Voorbeeld: Zn (s) → Zn2+ + 2 e—.
Als je de twee halfreacties optelt, krijg je de vergelijking van de redoxreactie, de totaalreactie
genoemd. In een totaalreactie mogen geen elektronen meer voorkomen en staan alles toestands-
aanduidingen erbij.
Het herkennen van redoxreacties
Om te bepalen of een reactie een redoxreactie is, kijk je of er sprake is van een elektronenover-
dracht. Bij een elektronenoverdracht moeten er in de reacties deeltjes zijn die van lading
veranderen. Soms is dat heel duidelijk, maar soms is dat wat lastiger te zien.
Stel dus voor jezelf halfreacties op en kijk of er elektronen worden overgedragen.
11.2 Redoxkoppels
De edelheid van metalen
Edelheid van metalen kun je op een andere manier omschrijven. Alle metalen zijn reductoren, ze
vormen positieve ionen en staan elektronen af. Een onedel metaal, een metaal dat gemakkelijk
met andere stoffen reageert, is een sterke reductor. Een edel metaal, een metaal dat niet zo
gemakkelijk reageert, is een zwakke reductor.
Als het metaal een sterke reductor is, dan is het metaalion een zwakke oxidator.
Een geconjugeerde reductor is het deeltje dat ontstaat na de reactie van een oxidator. Een
deeltje dat juist ontstaat na de reactie van een reductor heet een geconjugeerde oxidator. Samen
vormen de geconjugeerde reductor en de oxidator of andersom een redoxkoppel.
In BINAS tabel 48 staat een groot aantal redoxkoppels gerangschikt naar afnemende oxidator-
sterkte. Is de reductor sterker, staat hij lager in de rechterkolom.
Standaardelektrodepotentiaal
Achter elk redoxkoppel in BINAS tabel 48 staat de zogenaamde standaardelektrodepotentiaal, V0
(in volt, 𝑉). Hoe hoger de waarde van V0, hoe sterker de oxidator. Hoe lager de waarde van V0, hoe
sterker de reductor. Dus sterke oxidatoren staan hoog in de linkerkolom van de tabel en sterke
reductoren staan laag in de rechterkolom van de tabel.
