Scheikunde Hoofdstuk 9 – Redoxchemie
9.1 Elektronenoverdracht
Redoxreacties
Wanneer een atoom de edelgasconfiguratie bereikt is het stabiel. Metaalatomen kunnen deze
bereiken door hun valentie-elektronen vrij in het metaalrooster te laten bewegen, wat elektrische
geleidbaarheid veroorzaakt. In een chemische reactie kunnen metaalatomen (een deel van) hun
valentie-elektronen afstaan en vormen dan een positief geladen metaalion. Een metaalatoom kan
zijn valentie-elektronen alleen afstaan wanneer er een deeltje aanwezig is op die weer op te nemen,
bij voorkeur een die dan de edelgasconfiguratie bereikt, zoals halogenen: Cl2 + 2e- R 2 Cl- waardoor
uit een metaal en moleculaire stof een zout ontstaat: 2K (s) + Cl 2 (g) 2 KCl (s) waarbij 2 elektronen
van K naar Cl gaan.
Oxidatoren en reductoren: Of een atoom elektronen op kan nemen of af kan staan zie je aan de
elektronegativiteit. Atomen met een hoge elektronegativiteit zullen negatief geladen ionen vormen
en met een lage positieve. Een deeltje dat elektronen op kan nemen heet een oxidator en een deeltje
die ze afstaat heet een reductor. Deze vormen een redoxkoppel.
Reactiviteit van metalen
Sterke reductoren winnen veel stabiliteit door elektronen af te geven. Onedele metalen (Na/Ca)
reageren gemakkelijker dan edelmetalen als zilver en goud. Edelmetalen zijn zwakke reductoren en
alle onedele metalen (alkali/aardalkalimetalen) sterke. De zwakke reageren alleen met sterke
oxidatoren en zwakke oxidatoren alleen met sterke. Metaalionen kunnen ook als oxidator reageren.
Ionen van edelmetalen zij hierbij sterkere oxidatoren dan ionen van onedele metalen: een sterke
oxidator heeft een zwakke geconjugeerde reductor.
Reactiviteit van niet-metalen: Een sterke oxidator wint stabiliteit door opnemen van elektronen.
Halogenen zijn sterke oxidatoren, maar andere moleculen ook. Negatieve ionen kunnen als reductor
reageren. Soms reageert een aantal deeltjes samen als reductor/oxidator.
9.2 Redoxreacties opstellen
Halfreacties
Je kunt een redoxreactie in halfreacties opsplitsen: het afgeven van de elektronen door de reductor
en het opnemen van de elektronen door de oxidator. Je kunt aan de elektronen in de halfreactie zien of
de halfreactie vaker nodig is. In T48 staat de sterkste oxidator links bovenaan en de sterkste reductor
rechts onderaan. De fase is altijd opgelost in water, tenzij anders vermeld. Het oxoniumion is met H +
i.p.v. H3O+ weergeven, let daar op! Wanneer er meerdere deeltjes aanwezig zijn die als
oxidator/reductor kunnen reageren, zal de sterkste oxidator met de sterkste reductor een reactie
aangaan. Bij het opstellen van een redoxreactie moeten de hulpdeeltjes als H 2O, H+ en OH- niet
vergeten worden.
Opstellen redoxreactie
1) Deeltjesinventarisatie: Zouten losse ionen / Aangezuurde oplossing H+ / Basische
oplossing OH- / evt. H2O.
2) Zoekt de sterkste oxidator en reductor op.
3) Schrijf de halfreacties op, let op dat de reactie van de reductor andersom moet.
4) Vermenigvuldig de halfreacties juist.
Vox – Vred > 0,3 V Reactie is aflopend
5) Tel de halfreacties bij elkaar op.
Vox – Vred -0,3 – 0,3Reactie is een evenwichtsreactie
6) Streep dezelfde deeltjes weg.
Vox – Vred < -0,3 V Reactie verloopt niet
Standaard elektrodepotentiaal
Sommige redoxreacties verlopen heftig, anderen traag en soms helemaal niet. Dit hangt af
van de sterkte van de oxidator en reductor. De sterkte van een oxidator en reductor wordt
uitgedrukt in de standaard elektrodepotentiaal (V0) in T48. Het drukt een theoretisch
spanningsverschil uit tussen twee oplossingen/stoffen. Hoe groter het verschil tussen de
reductor en oxidator, des te beter de reactie zal verlopen. Dit is onder
standaardomstandigheden!
Bijzondere redoxreacties
Er zijn metaalionen die twee soorten ladingen kunnen hebben. Afhankelijk van de sterkte van de
oxidator ontstaat bij de oxidatie van ijzer Fe2+ of Fe3+. Bij metalen waarvan meerdere ionen voor
kunnen komen, moet je altijd controleren of de 2e oxidatiestap ook plaats kan vinden.
De zuurgraad van een milieu heeft grote invloed op de standaard elektrodepotentiaal. Veel oxidatoren
reageren sterker bij aanwezigheid van H+-ionen en veel reductoren reageren sterker in een basisch
milieu. Let daarom bij deeltjesinventarisatie goed op de vermelde zuurgraad.
Het nitraation komt in 4 verschillende oxidatiereacties voor. De onderste reactie vindt alleen plaats in
een neutraal of basisch milieu. Welke van de halfreacties plaatsvindt in zuur milieu hangt af van de
, concentratie van de salpeterzuuroplossing. Als deze hoger is, is er meer kans op het ontstaan van het
bruine NO2-gas.
Als er een gas ontstaat ontstaan er belletjes
Let op Vox-Vred voor verloop reactie
Cl- bij zout en Cl2 bij alleen chloor
9.3 Energie uit redoxreacties
Elektrochemische cel
De zuil van Volta is een stapel
platen koper en zink, gescheiden
door een in zoutoplossing gedrenkt
stukje karton. Hij dacht dat er
stroom ging lopen als gevolg van
het potentiaalverschil tussen de
metalen. Later werd ontdekt dat de
elektrische energie gevolg was van
een chemische reactie.
Het principe van de
elektrochemische cel berust op het
feit dat de oxidatorreactie en de
reductorreactie in twee gescheiden
compartimenten plaatsvinden. Die
compartimenten zijn verbonden door middel koperen draad. De elektronen kunnen alleen via de draad
van de reductor naar oxidator stromen. De Daniell-cel is een eenvoudige elektrochemische cel die
berust op de zuil van Volta. De sterkste oxidator (Cu2+) zit in het rechter compartiment. De sterkste
reductor (Zn) in het linker. Doordat de standaardelektrodepotentiaal van het Zn/Zn 2+-koppel lager is
dan die van het Cu/Cu2+-koppel zal er tussen de twee elektrodes een spanningsverschil zijn. Wanneer
de concentratie van beide oplossingen 1,0 M bedraagt, zal de bronspanning gelijk zijn aan het
verschil van beide potentialen: Vbron = VCu/Cu2+ - VZn/Zn2+. Op het moment dat de elektrodes worden
verbonden loopt er een elektrische stroom van de zinkelektrode naar de koperelektrode. Aan de
zinkelektrode ontstaan zinkionen, doordat het zink elektronen afgeeft aan de stroomkring, dus is de
zinkelektrode de minpool. Aan de koperelektrode nemen kopen(II)-ionen elektronen op en slaan neer
op de elektrode als Cu (s), dus de koperelektrode is de pluspool. Bij stroomlevering zal de
zinkelektrode steeds lichter worden en de koperelektrode zwaarder. De blauwe
koper(II)sulfaatoplossing zal minder intens van kleur worden, doordat de koper(II)concentratie daalt.
Hierdoor zal het potentiaalverschil afnemen tot nul en zal er geen stroom meer lopen, de batterij is
leeg.
Een gesloten stroomkring
Net als in een gewone stroomkring kan er alleen stroom lopen als de kring gesloten is. Omdat een
groot deel niet uit metalen bestaat, kan de stroomgeleiding niet alleen verzorgt worden door
bewegende elektronen. De geleiding van de elektrische stroom wordt ook verzorgd door bewegende
ionen. Beide compartinenten bevatten een oplossing waarin ionen zitten, een elektrolyt. De twee
compartinenten zijn verbonden door een element dat ionen door kan laten. Dit kan een zoutbrug zijn,
een buisje gevuld met een geconcentreerde zoutoplossing
aan een vaste drager. Negatieve ionen bewegen door de
zoutbrug in dezelfde richting als de elektronen, positieve
bewegen de andere kant op. De zoutbrug kan vervangen
worden door een membraan/poreuze wand dat/die alleen
(bepaalde) ionen doorlaat. De elektroden bestaan wel uit
elektronen geleidende materialen, vaak metalen die mee
kunnen doen aan de reactie als zink of koper. Wanneer de
elektrode niet mee hoeft te doen aan de reactie wordt vaak
een inerte (onaantastbare) elektrode gebruikt van platina Pt of koolstof in de vorm van grafiet C.
9.4 Elektrochemische cel in de praktijk
Accu’s en batterijen
Ze hebben als doel elektrische energie te leveren aan apparaten die niet op het elektriciteitsnet
aangesloten zijn. Met een accu wordt een oplaadbare stroombron bedoeld en een batterij is een
wegwerpartikel. De eisen die gesteld worden zijn afhankelijk van de toepassing. Oplaadbaarheid,
veiligheid, vermogen en energiedichtheid kunnen variëren. De energiedichtheid van een batterij
9.1 Elektronenoverdracht
Redoxreacties
Wanneer een atoom de edelgasconfiguratie bereikt is het stabiel. Metaalatomen kunnen deze
bereiken door hun valentie-elektronen vrij in het metaalrooster te laten bewegen, wat elektrische
geleidbaarheid veroorzaakt. In een chemische reactie kunnen metaalatomen (een deel van) hun
valentie-elektronen afstaan en vormen dan een positief geladen metaalion. Een metaalatoom kan
zijn valentie-elektronen alleen afstaan wanneer er een deeltje aanwezig is op die weer op te nemen,
bij voorkeur een die dan de edelgasconfiguratie bereikt, zoals halogenen: Cl2 + 2e- R 2 Cl- waardoor
uit een metaal en moleculaire stof een zout ontstaat: 2K (s) + Cl 2 (g) 2 KCl (s) waarbij 2 elektronen
van K naar Cl gaan.
Oxidatoren en reductoren: Of een atoom elektronen op kan nemen of af kan staan zie je aan de
elektronegativiteit. Atomen met een hoge elektronegativiteit zullen negatief geladen ionen vormen
en met een lage positieve. Een deeltje dat elektronen op kan nemen heet een oxidator en een deeltje
die ze afstaat heet een reductor. Deze vormen een redoxkoppel.
Reactiviteit van metalen
Sterke reductoren winnen veel stabiliteit door elektronen af te geven. Onedele metalen (Na/Ca)
reageren gemakkelijker dan edelmetalen als zilver en goud. Edelmetalen zijn zwakke reductoren en
alle onedele metalen (alkali/aardalkalimetalen) sterke. De zwakke reageren alleen met sterke
oxidatoren en zwakke oxidatoren alleen met sterke. Metaalionen kunnen ook als oxidator reageren.
Ionen van edelmetalen zij hierbij sterkere oxidatoren dan ionen van onedele metalen: een sterke
oxidator heeft een zwakke geconjugeerde reductor.
Reactiviteit van niet-metalen: Een sterke oxidator wint stabiliteit door opnemen van elektronen.
Halogenen zijn sterke oxidatoren, maar andere moleculen ook. Negatieve ionen kunnen als reductor
reageren. Soms reageert een aantal deeltjes samen als reductor/oxidator.
9.2 Redoxreacties opstellen
Halfreacties
Je kunt een redoxreactie in halfreacties opsplitsen: het afgeven van de elektronen door de reductor
en het opnemen van de elektronen door de oxidator. Je kunt aan de elektronen in de halfreactie zien of
de halfreactie vaker nodig is. In T48 staat de sterkste oxidator links bovenaan en de sterkste reductor
rechts onderaan. De fase is altijd opgelost in water, tenzij anders vermeld. Het oxoniumion is met H +
i.p.v. H3O+ weergeven, let daar op! Wanneer er meerdere deeltjes aanwezig zijn die als
oxidator/reductor kunnen reageren, zal de sterkste oxidator met de sterkste reductor een reactie
aangaan. Bij het opstellen van een redoxreactie moeten de hulpdeeltjes als H 2O, H+ en OH- niet
vergeten worden.
Opstellen redoxreactie
1) Deeltjesinventarisatie: Zouten losse ionen / Aangezuurde oplossing H+ / Basische
oplossing OH- / evt. H2O.
2) Zoekt de sterkste oxidator en reductor op.
3) Schrijf de halfreacties op, let op dat de reactie van de reductor andersom moet.
4) Vermenigvuldig de halfreacties juist.
Vox – Vred > 0,3 V Reactie is aflopend
5) Tel de halfreacties bij elkaar op.
Vox – Vred -0,3 – 0,3Reactie is een evenwichtsreactie
6) Streep dezelfde deeltjes weg.
Vox – Vred < -0,3 V Reactie verloopt niet
Standaard elektrodepotentiaal
Sommige redoxreacties verlopen heftig, anderen traag en soms helemaal niet. Dit hangt af
van de sterkte van de oxidator en reductor. De sterkte van een oxidator en reductor wordt
uitgedrukt in de standaard elektrodepotentiaal (V0) in T48. Het drukt een theoretisch
spanningsverschil uit tussen twee oplossingen/stoffen. Hoe groter het verschil tussen de
reductor en oxidator, des te beter de reactie zal verlopen. Dit is onder
standaardomstandigheden!
Bijzondere redoxreacties
Er zijn metaalionen die twee soorten ladingen kunnen hebben. Afhankelijk van de sterkte van de
oxidator ontstaat bij de oxidatie van ijzer Fe2+ of Fe3+. Bij metalen waarvan meerdere ionen voor
kunnen komen, moet je altijd controleren of de 2e oxidatiestap ook plaats kan vinden.
De zuurgraad van een milieu heeft grote invloed op de standaard elektrodepotentiaal. Veel oxidatoren
reageren sterker bij aanwezigheid van H+-ionen en veel reductoren reageren sterker in een basisch
milieu. Let daarom bij deeltjesinventarisatie goed op de vermelde zuurgraad.
Het nitraation komt in 4 verschillende oxidatiereacties voor. De onderste reactie vindt alleen plaats in
een neutraal of basisch milieu. Welke van de halfreacties plaatsvindt in zuur milieu hangt af van de
, concentratie van de salpeterzuuroplossing. Als deze hoger is, is er meer kans op het ontstaan van het
bruine NO2-gas.
Als er een gas ontstaat ontstaan er belletjes
Let op Vox-Vred voor verloop reactie
Cl- bij zout en Cl2 bij alleen chloor
9.3 Energie uit redoxreacties
Elektrochemische cel
De zuil van Volta is een stapel
platen koper en zink, gescheiden
door een in zoutoplossing gedrenkt
stukje karton. Hij dacht dat er
stroom ging lopen als gevolg van
het potentiaalverschil tussen de
metalen. Later werd ontdekt dat de
elektrische energie gevolg was van
een chemische reactie.
Het principe van de
elektrochemische cel berust op het
feit dat de oxidatorreactie en de
reductorreactie in twee gescheiden
compartimenten plaatsvinden. Die
compartimenten zijn verbonden door middel koperen draad. De elektronen kunnen alleen via de draad
van de reductor naar oxidator stromen. De Daniell-cel is een eenvoudige elektrochemische cel die
berust op de zuil van Volta. De sterkste oxidator (Cu2+) zit in het rechter compartiment. De sterkste
reductor (Zn) in het linker. Doordat de standaardelektrodepotentiaal van het Zn/Zn 2+-koppel lager is
dan die van het Cu/Cu2+-koppel zal er tussen de twee elektrodes een spanningsverschil zijn. Wanneer
de concentratie van beide oplossingen 1,0 M bedraagt, zal de bronspanning gelijk zijn aan het
verschil van beide potentialen: Vbron = VCu/Cu2+ - VZn/Zn2+. Op het moment dat de elektrodes worden
verbonden loopt er een elektrische stroom van de zinkelektrode naar de koperelektrode. Aan de
zinkelektrode ontstaan zinkionen, doordat het zink elektronen afgeeft aan de stroomkring, dus is de
zinkelektrode de minpool. Aan de koperelektrode nemen kopen(II)-ionen elektronen op en slaan neer
op de elektrode als Cu (s), dus de koperelektrode is de pluspool. Bij stroomlevering zal de
zinkelektrode steeds lichter worden en de koperelektrode zwaarder. De blauwe
koper(II)sulfaatoplossing zal minder intens van kleur worden, doordat de koper(II)concentratie daalt.
Hierdoor zal het potentiaalverschil afnemen tot nul en zal er geen stroom meer lopen, de batterij is
leeg.
Een gesloten stroomkring
Net als in een gewone stroomkring kan er alleen stroom lopen als de kring gesloten is. Omdat een
groot deel niet uit metalen bestaat, kan de stroomgeleiding niet alleen verzorgt worden door
bewegende elektronen. De geleiding van de elektrische stroom wordt ook verzorgd door bewegende
ionen. Beide compartinenten bevatten een oplossing waarin ionen zitten, een elektrolyt. De twee
compartinenten zijn verbonden door een element dat ionen door kan laten. Dit kan een zoutbrug zijn,
een buisje gevuld met een geconcentreerde zoutoplossing
aan een vaste drager. Negatieve ionen bewegen door de
zoutbrug in dezelfde richting als de elektronen, positieve
bewegen de andere kant op. De zoutbrug kan vervangen
worden door een membraan/poreuze wand dat/die alleen
(bepaalde) ionen doorlaat. De elektroden bestaan wel uit
elektronen geleidende materialen, vaak metalen die mee
kunnen doen aan de reactie als zink of koper. Wanneer de
elektrode niet mee hoeft te doen aan de reactie wordt vaak
een inerte (onaantastbare) elektrode gebruikt van platina Pt of koolstof in de vorm van grafiet C.
9.4 Elektrochemische cel in de praktijk
Accu’s en batterijen
Ze hebben als doel elektrische energie te leveren aan apparaten die niet op het elektriciteitsnet
aangesloten zijn. Met een accu wordt een oplaadbare stroombron bedoeld en een batterij is een
wegwerpartikel. De eisen die gesteld worden zijn afhankelijk van de toepassing. Oplaadbaarheid,
veiligheid, vermogen en energiedichtheid kunnen variëren. De energiedichtheid van een batterij
