Oxidatiegetal = reële of denkbeeldige lading die een atoom krijgt in een binding
Ionbinding (M-nM): echte ladingen (+I, +III, -V)
Atoombinding (nM-nM): deelladingen (δ+, δ-), ladingen worden duidelijk als je ze in water brengt
Moet altijd 0 zijn tenzij de lading vanachter staat zoals ² -
Oxidator en reductor
Oxidator Reductor
Wordt gereduceerd (OG daalt) Wordt geoxideerd (OG stijgt)
Laat andere oxideren Laat de andere reduceren
Neemt elektronen op Geeft elektronen af
O.G. gaat dalen O.G. neemt toe
Wordt negatiever +V + 2e- +III Wordt positiever +III - 2e- +V
Oxideert om de andere te reduceren Reduceert om de andere te oxideren
Sterke oxidator, atomen dichtst bij kern = makkelijk Sterke reductor meest negatief = makkelijker
opnemen afgeven
Goeie oxidator? Moet makkelijk elektronen opnemen Goeie reductor? Moet makkelijk elektronen afgeven
bv 7 va elekt = goeie oxidator (makk 1+ dan 7-) bv Mg (2 va elek), kan mak 2 afgeven = goeie reductor
Ook Br1- , heeft 1 te veel dus geeft die makkelijk af
(Metalen)
Een sterke oxidator zal een zwakke reductor vormen
Een deeltje kan ook reductor en oxidator zijn
Zoals Fe2+ Redoxkoppel (Ox 1st)
+ 2e- Fe (og = 0) Fe2+ neemt elektronen op dus is een oxidator die reduceert Fe2+ / Fe
- 1e- Fe³+ (og = 3) Fe2+ geeft elektronen af dus is een reductor die oxideert Fe³+ / Fe2+
Redoxreactie
1ste methode
1. Stoffen noteren en reactie schrijven
2. OG schrijven en bij de pijlen het aantal getransporteerde elektronen schrijven (+ en -)
3. Kijken welke stijgt en daalt en zorgen dat de coëfficiënten kloppen (soms maal getal als aantal atomen niet
overeenkomt met aan de andere kant)
4. RED en OX bij de stoffen aan de linkerkant schrijven, bij de pijlen reduceren (OX) en oxideren (RED)
5. Kijken of een vd atomen waarvan het OG veranderd links of rechts meer dan 1 keer voorkomt en aanpassen
6. Elektronenbalans controleren (bij de pijlen moeten evenveel elektronen getransporteerd worden)
7. Ladingsbalans (lading moeten L en R gelijk zijn) H3O+ (zuur midden) of OH- (bas) toevoegen indien nodig
8. Atoombalans (aantal H’s L en R moeten gelijk zijn) H 2O toevoegen indien nodig (controle: O’s gelijk na aanp)
Zuur midden, +H30+ doen, basisch midden +OH- doen, kan zijn dat je beide kanten -10 lading moet maken bv
, 2de methode
1. Zoek van Red1 – OX1 en van Ox2-re2 de deelreacties of halfreacties op in de tabel (p266) en schrijf ze op
2. Dan indien nodig de reactie omdraaien omdat het met de gegeven reactie moet overeenkomen van positie
3. Dan beide reacties maal een coëfficiënt doen zodat het aantal elektronen (e -) overeenkomen
4. Schrijf ze dan onder elkaar en tel ze op, de elektronen kan je schrappen
5. Zo bekom je efficiënt de vergelijking
Opm: bv K+ is een zwakke oxidator die daarom een zwakke reductor zal vormen -> doet niet mee
K is een oxidator want is al positief dus gaat eerder elektron acepteren OG daalt reduceert dus OX
Stoffenvergelijking
= je hangt aan alle negatieve iets positiefs en aan alle positieve dingen iets negatief uit de uitkomst
van methode 1 en 2 zodat je allemaal 0 ladingen hebt in de vergelijking
Hetgeen wat je op het einde moet toevoegen ken je uit je beginreactie
Sterkte van reductoren en oxidatoren
Standraadredutiepotentiaal EO : 1mol/l en op 25°C, spanning bij standaard omstandigheden
Alles keer binden(met referentiekoppel H+ en H 2) en spanning gaan meten, deze staan in de tabel
Hoe lager deze waarde, hoe sterker de reductor (lager dan referentiekoppel)
Hoe hoger, hoe sterker de oxidator (hoger dan referentiekoppel)
ΔE tussen OX2 en RED1 > 0 reactie aflopend, indien < 0 geen reactie, = 0 evenwichtsreactie
Aflopend als je sterke oxidator en sterke reductor hebt
Zn = reductor (e-) afgeven dus oxideert = anode –
Meting van celspanningen tussen redoxkoppels
Cu = oxidator (e-) opnemen dus reduceert = kathode +
Zn wordt dus positief maar via elektronenbrug komen
negatieve ionen erbij
Spanningsreeks van redoxkoppels
Geen reactie met metaalplaatje en vloeistof --> vloeistof te zwak om te reageren
Ionbinding (M-nM): echte ladingen (+I, +III, -V)
Atoombinding (nM-nM): deelladingen (δ+, δ-), ladingen worden duidelijk als je ze in water brengt
Moet altijd 0 zijn tenzij de lading vanachter staat zoals ² -
Oxidator en reductor
Oxidator Reductor
Wordt gereduceerd (OG daalt) Wordt geoxideerd (OG stijgt)
Laat andere oxideren Laat de andere reduceren
Neemt elektronen op Geeft elektronen af
O.G. gaat dalen O.G. neemt toe
Wordt negatiever +V + 2e- +III Wordt positiever +III - 2e- +V
Oxideert om de andere te reduceren Reduceert om de andere te oxideren
Sterke oxidator, atomen dichtst bij kern = makkelijk Sterke reductor meest negatief = makkelijker
opnemen afgeven
Goeie oxidator? Moet makkelijk elektronen opnemen Goeie reductor? Moet makkelijk elektronen afgeven
bv 7 va elekt = goeie oxidator (makk 1+ dan 7-) bv Mg (2 va elek), kan mak 2 afgeven = goeie reductor
Ook Br1- , heeft 1 te veel dus geeft die makkelijk af
(Metalen)
Een sterke oxidator zal een zwakke reductor vormen
Een deeltje kan ook reductor en oxidator zijn
Zoals Fe2+ Redoxkoppel (Ox 1st)
+ 2e- Fe (og = 0) Fe2+ neemt elektronen op dus is een oxidator die reduceert Fe2+ / Fe
- 1e- Fe³+ (og = 3) Fe2+ geeft elektronen af dus is een reductor die oxideert Fe³+ / Fe2+
Redoxreactie
1ste methode
1. Stoffen noteren en reactie schrijven
2. OG schrijven en bij de pijlen het aantal getransporteerde elektronen schrijven (+ en -)
3. Kijken welke stijgt en daalt en zorgen dat de coëfficiënten kloppen (soms maal getal als aantal atomen niet
overeenkomt met aan de andere kant)
4. RED en OX bij de stoffen aan de linkerkant schrijven, bij de pijlen reduceren (OX) en oxideren (RED)
5. Kijken of een vd atomen waarvan het OG veranderd links of rechts meer dan 1 keer voorkomt en aanpassen
6. Elektronenbalans controleren (bij de pijlen moeten evenveel elektronen getransporteerd worden)
7. Ladingsbalans (lading moeten L en R gelijk zijn) H3O+ (zuur midden) of OH- (bas) toevoegen indien nodig
8. Atoombalans (aantal H’s L en R moeten gelijk zijn) H 2O toevoegen indien nodig (controle: O’s gelijk na aanp)
Zuur midden, +H30+ doen, basisch midden +OH- doen, kan zijn dat je beide kanten -10 lading moet maken bv
, 2de methode
1. Zoek van Red1 – OX1 en van Ox2-re2 de deelreacties of halfreacties op in de tabel (p266) en schrijf ze op
2. Dan indien nodig de reactie omdraaien omdat het met de gegeven reactie moet overeenkomen van positie
3. Dan beide reacties maal een coëfficiënt doen zodat het aantal elektronen (e -) overeenkomen
4. Schrijf ze dan onder elkaar en tel ze op, de elektronen kan je schrappen
5. Zo bekom je efficiënt de vergelijking
Opm: bv K+ is een zwakke oxidator die daarom een zwakke reductor zal vormen -> doet niet mee
K is een oxidator want is al positief dus gaat eerder elektron acepteren OG daalt reduceert dus OX
Stoffenvergelijking
= je hangt aan alle negatieve iets positiefs en aan alle positieve dingen iets negatief uit de uitkomst
van methode 1 en 2 zodat je allemaal 0 ladingen hebt in de vergelijking
Hetgeen wat je op het einde moet toevoegen ken je uit je beginreactie
Sterkte van reductoren en oxidatoren
Standraadredutiepotentiaal EO : 1mol/l en op 25°C, spanning bij standaard omstandigheden
Alles keer binden(met referentiekoppel H+ en H 2) en spanning gaan meten, deze staan in de tabel
Hoe lager deze waarde, hoe sterker de reductor (lager dan referentiekoppel)
Hoe hoger, hoe sterker de oxidator (hoger dan referentiekoppel)
ΔE tussen OX2 en RED1 > 0 reactie aflopend, indien < 0 geen reactie, = 0 evenwichtsreactie
Aflopend als je sterke oxidator en sterke reductor hebt
Zn = reductor (e-) afgeven dus oxideert = anode –
Meting van celspanningen tussen redoxkoppels
Cu = oxidator (e-) opnemen dus reduceert = kathode +
Zn wordt dus positief maar via elektronenbrug komen
negatieve ionen erbij
Spanningsreeks van redoxkoppels
Geen reactie met metaalplaatje en vloeistof --> vloeistof te zwak om te reageren
