Samenvatting Redoxchemie

Hoofdstuk 9 Redoxchemie

Elektronenoverdracht
- Een atoom dat de edelgasconfiguratie heeft bereikt, is relatief stabiel. Volgens de oktetregel
heeft het atoom dan acht elektronen in de buitenste elektronenschil. Het winnen van stabiliteit is
de drijvende kracht achter chemische reacties. Reacties verlopen beter wanneer de deeltjes die
ontstaan de edelgasconfiguratie hebben. Ongeladen metaalatomen kunnen de
edelgasconfiguratie bereiken door in een chemische reactie (een deel van) hun
valentieelektronen af te staan. Ze vormen dan positief geladen metaalionen. Een deeltje dat
elektronen kan afstaan -> reductor. In een halfreactie wordt weergegeven hoeveel elektronen
een deeltje afstaat of opneemt: K -> K+ + e-
- Een reductor kan elektronen echter alleen afstaan wanneer er ook een deeltje aanwezig is om
die elektronen weer op te nemen. Dit zal bij voorkeur een deeltje zijn dat juist door opname van
elektronen een stabiele elektronenconfiguratie bereikt, zoals de halogenen. Een deeltje dat
elektronen kan opnemen, heet een oxidator.
- Het aantal elektronen dat de atomen afstaan, moet dan wel gelijk zijn aan het aantal elektronen
dat door de moleculen wordt opgenomen.
- Een reactie waarin elektronen van een reductor op een oxidator worden overgedragen, wordt
een redoxreactie genoemd. Deze bestaat dus altijd uit twee halfreacties: één halfreactie van een
reductor en één halfreactie van een oxidator.
- Je kunt aan een reactievergelijking eenvoudig zien of het om een redoxreactie gaat, doordat er
deeltjes in voorkomen die van lading veranderen.

Oxidatoren en reductoren
- Net als bij zuren en basen verschillen oxidatoren en reductoren in sterkte. Onedele metalen zijn
dus sterke reductoren. Edelmetalen zijn niet reactief en zijn dus per definitie zwakke reductoren.
Metaalionen kunnen als oxidator reageren. lonen van edelmetalen zijn hierbij sterkere
oxidatoren dan ionen van onedele metalen.
- Of en hoe deeltjes reageren hangt af van de andere stoffen in het reactiemengsel. Sommige
deeltjes kunnen als oxidator én als reductor reageren. Dat betekent dus ook dat niet altijd de
edelgasconfiguratie nodig is om een deeltje voldoende stabiliteit te geven. Het kan dan
voorkomen dat een deeltje zowel oxidator als reductor is. Er bestaan meer metaalatomen die
meerdere ladingen kunnen hebben. In Binas tabel 40A kun je vinden bij welke metaalsoorten dat
het geval is.

Redoxkoppel
- Wanneer een deeltje als oxidator reageert, ontstaat een deeltje dat weer als reductor kan
reageren wanneer de reactie in omgekeerde richting verloopt. Dit deeltje heet de geconjugeerde
reductor. Zo'n paar van een oxidator en de geconjugeerde reductor wordt een redoxkoppel
genoemd. De oxidator

Standaardelektrodepotentiaal
- Of een redoxreactie verloopt, is afhankelijk van de sterkte van de oxidator en de reductor. De
reactiviteit van een redoxkoppel wordt uitgedrukt in de standardelektrodepotentiaal Uo. Hoe
hoger deze potential, hoe sterker de oxidator van het koppel is en dus hoe zwakker de reductor.
In Binas tabel 48 vind je van een aantal redoxkoppels de halfreactie en de
standaardelektrodepotentiaal. Hierbij staat de oxidator altijd links van de reactiepijl. De tabel is
gesorteerd van hoge naar lage standardelektrodepotential, dus de sterkste oxidator staat links
bovenaan en de sterkste reductor rechts onderaan.

, - De standardelektrodepotential is een relatieve waarde. De U o van het H+/H2- -redokoppel heeft
per definitie de waarde 0 gekregen.
- Om te beoordelen of een reactie verloopt, kun je het verschil in standardelektrodepotential
tussen de oxidator en de reductor, U berekenen -> U = Uo(oxidator) – Uo(reductor)
- Over het algemeen verloopt een redoxreactie als U groter is dan nul. Dit is geen scherpe grens.
Als de U dicht bij de nul ligt, zal er vaak een evenwicht optreden. Bij een U >> 0 zal het
evenwicht aflopend zijn naar de kant van de reactieproducten; als U << 0 zal het evenwicht
aflopend zijn naar de kant van de beginstoffen, oftewel niet zichtbaar verlopen. De
standardelektrodepotentialen gelden in waterige oplossingen bij T = 298 K, p = P, en een
concentratie van 1,00 M voor alle opgeloste stoffen. De ligging van het evenwicht zal dus worden
beïnvloed door de temperatur en de concentraties van de beginstoffen en de reactieproducten.
- In Binas tabel 48 zijn ook metalionen opgenomen die twee soorten ladingen kunnen hebben.

Zuur of basisch milieu
- Sommige oxidatoren en reductoren zijn sterker in een zuur of basisch milieu. Het is dus
belangrijk bij de deeltjesinventarisatie de aanwezigheid van H 3O+ of OH- te noteren. Houd daarbij
rekening met het feit dat in Binas tabel 48 het H 3O+ -ion vereenvoudigd wordt weergegeven als
H+. Oxidatoren zijn vaak sterker in aanwezigheid van H+-ionen. Reductoren daarentegen zijn vaak
sterker in een basisch milieu.
- Als de reactie in neutraal milieu plaatsvindt, mag je geen halfreactie kiezen die H + of OH- als
beginstof heeft, omdat deze deeltjes dan nagenoeg niet aanwezig zijn en die reactie dus niet kan
verlopen.

Opstellen van een redoxreactie
- Elke redoxreactie bestaat altijd uit een halfreactie van een reductor en een halfreactie van een
oxidator, waarbij de reductor elektronen overdraagt aan de oxidator. Om vanuit twee halfreacties
een redoxreactie op te stellen, kunnen de twee halfreacties bij elkaar worden opgeteld. Je kunt
hiervoor het volgende stappenplan gebruiken.
1. Deeltjesinventarisatie -> Hiervoor gelden dezelfde regels als bij de deeltjesinventarisatie bij
zuur-basereacties. Let op dat je opgeloste zouten en sterke zuren geïoniseerd noteert.
Zwakke zuren worden niet-geïoniseerd genoteerd. Bij vaste zouten noteer je tussen haakjes
de ionen waaruit het zout bestaat. Wanneer een zuur milieu heerst, noteer je het deeltje H +;
in een basisch milieu is ook OH- aanwezig. Noteer bij oplossingen altijd ook het deeltje H 2O
(l).
2. Sterkste oxidator en sterkste reductor -> Bepaal met behulp van Binas tabel 48 welk van de
aanwezige deeltjes de sterkste oxidator is (hoogste U) door de tabel van linksboven naar
beneden te doorzoeken. Noteer de halfreactie van de sterkste oxidator waarbij alle
benodigde deeltjes voor de halfreactie in de oplossing aanwezig zijn. Bepaal dan de sterkste
reductor (laagste U) door de tabel van rechtsonder naar boven te doorzoeken. Noteer de
halfreactie van de reductor zodanig dat de beginstoffen links van de pijl staan. Je moet de
halfreactie dus gespiegeld (van rechts naar links) opschrijven, zodat de elektronen rechts van
de pijl staan.
3. Ladingbalans -> Zorg ervoor dat de oxidator evenveel elektronen opneemt als dat de
reductor afstaat door elk van de halfreacties met de juiste factor te vermenigvuldigen.
Noteer de vermeniguldigingsfactoren naast de halfreacties.
4. Totaalreactie -> Tel de halfreacties bij elkaar op. Vereenvoudig zo nodig de totaalreactie door
deeltjes die aan beide kanten van de pijl staan, tegen elkaar weg te strepen. Als in de reactie
zowel H+- als OH- -deeltjes ontstaan, moeten deze zo veel mogelijk worden samengevoegd
tot H2O-moleculen.
In Binas tabel 48 komen sommige deeltjes meerdere keren voor, zoals NO 3- ,kijk in dat geval
steeds goed of alle voor de halfreactie benodigde deeltjes in het reactiemengsel aanwezig