Scheikunde Hoofdstuk 9 – Redoxchemie
& Hoofdstuk 10 – Organische chemie
§9.1 – Elektronenoverdracht
Elektronenoverdracht
Deeltjes streven naar de edelgasconfiguratie. Dit kunnen ze bereiken door elektronen op te
nemen of af te staan.
Een deeltje dat elektronen kan afstaan, heet een reductor. Zo is een kaliumatoom een
reductor. In een halfreactie kun je weergeven hoeveel elektronen een deeltje afstaat of
opneemt:
K → K⁺ + e⁻
Chloor is een oxidator en kan juist elektronen opnemen. De halfreactie ziet er als volgt uit:
Cl2 + 2e⁻ → 2 Cl⁻
Met twee halfreacties kun je een totaalreactie maken. In dit geval ziet deze er zo uit:
2 K(s) + Cl2(g) → 2 KCl(s)
De gevormde ionen, K⁺ en Cl⁻ vormen samen het zout kaliumchloride.
Zo’n reactie noem je ook wel een redoxreactie. De definitie hiervan is een reactie waarbij er
elektronenoverdracht plaatsvindt, van reductor op oxidator.
Oxidatoren en reductoren
Onedele metalen reageren snel met water of lucht en zijn dus sterke reductoren. De
metaalionen die ontstaan zijn vervolgens minder sterke oxidatoren.
Edelmetalen reageren minder snel met water of lucht en zijn dus minder sterke reductoren.
De metaalionen van edelmetalen zijn hierdoor wel sterke oxidatoren.
In Binas tabel 48 staan redoxkoppels. Ze staan van sterkste oxidator naar zwakste oxidator, of
van zwakste reductor tot sterkste reductor.
Er zijn ook deeltjes die zowel als oxidator of als reductor kunnen reageren. Neem het
Fe²⁺-ion. Het kan een elektron afstaan of 2 opnemen om in een stabiele toestand te komen:
Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (als reductor)
Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe(s) (als oxidator)
,Redoxkoppel
Als een deeltje dat als oxidator reageert, ontstaat er een deeltje dat weer als reductor kan
reageren (omgekeerde reactie). Dit heet de geconjugeerde reductor.
Een paar van een oxidator en de geconjugeerde reductor noem je een redoxkoppel.
(Of een reductor en de geconjugeerde oxidator).
Van de oxidator Cl2 is de geconjugeerde reductor Cl⁻. Het redoxkoppel noteer je als Cl2/Cl⁻.
In het voorbeeld hierboven van het ijzerion krijg je het volgende redoxkoppel: Fe²⁺/Fe.
, §9.2 – Redoxreacties
Standaardelektrodepotentiaal
Of een redoxreactie verloopt, is afhankelijk van de sterkte van de oxidator en reductor. De
reactiviteit van een redoxkoppel wordt uitgedrukt in het standaardelektrodepotentiaal U0.
Hoge U0 → sterke oxidator, zwakke reductor
Lage U0 → zwakke oxidator, sterke reductor
Per definitie is de U0 van het H⁺/H2-koppel gelijk aan 0V.
ΔU = U0(oxidator) – U0(reductor)
Als ΔU > 0 zal de reactie aflopend zijn naar de reactieproducten.
Als ΔU < 0 zal de reactie aflopend zijn naar de beginstoffen (of zal niet reageren).
Als ΔU = 0, er geldt een evenwicht.
Zuur of basisch milieu
Sommige oxidatoren of reductoren zijn sterker in een zuur of basisch milieu. Zet dus bij de
deeltjesinventarisatie ook de H⁺ (H3O⁺) en OH⁻ ionen.
Oxidatoren zijn vaak sterker in een zuur milieu en reductoren in een basisch milieu.
Als een reactie neutraal plaatsvindt, moet je ook de halfreactie kiezen waar geen H⁺ of OH⁻
als beginstof is.
Opstellen van een redoxreactie
Stap 1: Deeltjesinventarisatie
Noteer alle deeltjes (incl H2O) die van toepassing zijn. Opgeloste zouten en sterke zuren
noteer je geïoniseerd. Bij vaste zouten noteer je de ionen tussen haakjes erachter. Noteer ook
de H⁺ en OH⁻ ionen.
Stap 2: Sterkste oxidator en sterkste reductor
Bepaal met behulp van Binas tabel 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor vanuit de
deeltjesinventarisatie.
Noteer de halfreacties van de oxidator en reductor met de juiste beginstoffen aan de
linkerkant (die van de reductor dus andersom overnemen uit de tabel).
Ga na met het standaardelektrodepotentiaal of de reactie zal plaatsvinden.
Stap 3: Ladingsbalans
Zorg ervoor dat de oxidator evenveel elektronen opneemt als de reductor afstaat.
Vermenigvuldig dus een van, of beide reacties zodat je gelijke ladingen krijgt.
& Hoofdstuk 10 – Organische chemie
§9.1 – Elektronenoverdracht
Elektronenoverdracht
Deeltjes streven naar de edelgasconfiguratie. Dit kunnen ze bereiken door elektronen op te
nemen of af te staan.
Een deeltje dat elektronen kan afstaan, heet een reductor. Zo is een kaliumatoom een
reductor. In een halfreactie kun je weergeven hoeveel elektronen een deeltje afstaat of
opneemt:
K → K⁺ + e⁻
Chloor is een oxidator en kan juist elektronen opnemen. De halfreactie ziet er als volgt uit:
Cl2 + 2e⁻ → 2 Cl⁻
Met twee halfreacties kun je een totaalreactie maken. In dit geval ziet deze er zo uit:
2 K(s) + Cl2(g) → 2 KCl(s)
De gevormde ionen, K⁺ en Cl⁻ vormen samen het zout kaliumchloride.
Zo’n reactie noem je ook wel een redoxreactie. De definitie hiervan is een reactie waarbij er
elektronenoverdracht plaatsvindt, van reductor op oxidator.
Oxidatoren en reductoren
Onedele metalen reageren snel met water of lucht en zijn dus sterke reductoren. De
metaalionen die ontstaan zijn vervolgens minder sterke oxidatoren.
Edelmetalen reageren minder snel met water of lucht en zijn dus minder sterke reductoren.
De metaalionen van edelmetalen zijn hierdoor wel sterke oxidatoren.
In Binas tabel 48 staan redoxkoppels. Ze staan van sterkste oxidator naar zwakste oxidator, of
van zwakste reductor tot sterkste reductor.
Er zijn ook deeltjes die zowel als oxidator of als reductor kunnen reageren. Neem het
Fe²⁺-ion. Het kan een elektron afstaan of 2 opnemen om in een stabiele toestand te komen:
Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (als reductor)
Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe(s) (als oxidator)
,Redoxkoppel
Als een deeltje dat als oxidator reageert, ontstaat er een deeltje dat weer als reductor kan
reageren (omgekeerde reactie). Dit heet de geconjugeerde reductor.
Een paar van een oxidator en de geconjugeerde reductor noem je een redoxkoppel.
(Of een reductor en de geconjugeerde oxidator).
Van de oxidator Cl2 is de geconjugeerde reductor Cl⁻. Het redoxkoppel noteer je als Cl2/Cl⁻.
In het voorbeeld hierboven van het ijzerion krijg je het volgende redoxkoppel: Fe²⁺/Fe.
, §9.2 – Redoxreacties
Standaardelektrodepotentiaal
Of een redoxreactie verloopt, is afhankelijk van de sterkte van de oxidator en reductor. De
reactiviteit van een redoxkoppel wordt uitgedrukt in het standaardelektrodepotentiaal U0.
Hoge U0 → sterke oxidator, zwakke reductor
Lage U0 → zwakke oxidator, sterke reductor
Per definitie is de U0 van het H⁺/H2-koppel gelijk aan 0V.
ΔU = U0(oxidator) – U0(reductor)
Als ΔU > 0 zal de reactie aflopend zijn naar de reactieproducten.
Als ΔU < 0 zal de reactie aflopend zijn naar de beginstoffen (of zal niet reageren).
Als ΔU = 0, er geldt een evenwicht.
Zuur of basisch milieu
Sommige oxidatoren of reductoren zijn sterker in een zuur of basisch milieu. Zet dus bij de
deeltjesinventarisatie ook de H⁺ (H3O⁺) en OH⁻ ionen.
Oxidatoren zijn vaak sterker in een zuur milieu en reductoren in een basisch milieu.
Als een reactie neutraal plaatsvindt, moet je ook de halfreactie kiezen waar geen H⁺ of OH⁻
als beginstof is.
Opstellen van een redoxreactie
Stap 1: Deeltjesinventarisatie
Noteer alle deeltjes (incl H2O) die van toepassing zijn. Opgeloste zouten en sterke zuren
noteer je geïoniseerd. Bij vaste zouten noteer je de ionen tussen haakjes erachter. Noteer ook
de H⁺ en OH⁻ ionen.
Stap 2: Sterkste oxidator en sterkste reductor
Bepaal met behulp van Binas tabel 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor vanuit de
deeltjesinventarisatie.
Noteer de halfreacties van de oxidator en reductor met de juiste beginstoffen aan de
linkerkant (die van de reductor dus andersom overnemen uit de tabel).
Ga na met het standaardelektrodepotentiaal of de reactie zal plaatsvinden.
Stap 3: Ladingsbalans
Zorg ervoor dat de oxidator evenveel elektronen opneemt als de reductor afstaat.
Vermenigvuldig dus een van, of beide reacties zodat je gelijke ladingen krijgt.
