Hoofdstuk 9: Redoxchemie
§1 Elektronenoverdracht
Een atoom dat de edelgasconfiguratie heeft bereikt, is stabel. Metaalatomen kunnen de stabiele
edelgasconfiguratie bereiken door in een chemische reactie (een deel van) hun valentie-elektronen
af te staan. Een deeltje dat elektronen kan afstaan, heet een redutor.
Dit kan echter alleen als ook een deeltje aanwezig is die de elektronen vervolgens op kan nemen.
Dit zal bij voorkeur een deeltje zijn dat juist door het opnemen van elektronen een stabielere
elektronenconfiguratie bereikt, zo’n deeltje heet een oxidator.
Atomen met een hoge elektronegativiteit zullen negatief geladen ionen vormen (oxidator) en
atomen met een lage elektronegativiteit zullen positieve ionen vormen (reductor). Deze deeltjes
samen heten een redoxkoppel.
Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen van een reductor worden overgedragen op een
oxidator. Je kunt zo’n reactie herkennen doordat er ladingen veranderen (of er elementen ontstaan
+
en/of verdwijnen (opletten of het niet om een overdracht van 𝐻 - ion gaat.))
Metalen kunnen elektronen afstaan (reductor) en niet-metalen nemen meestal elektronen op
(oxidator). Alle halogenen zijn sterke oxidatoren en nemen dus heel gemakkelijk elektronen op.
● Sterke reductor → Zwakke oxidator
● Sterke oxidator → Zwakke reductor
2+
● 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛 = oxidator (van hoger naar lager), 𝑍𝑛is dan de geconjugeerde reductor. .
2+ 3+ 3+
● 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒 = reductor (van lager naar hoger), 𝐹𝑒 is dan de geconjugeerde oxidator.
§2 Redoxreacties
Het is mogelijk om een redoxreactie op te splitsen in twee halfreacties: opname van elektronen
door de oxidator en afstaan van elektronen door de reductor. Als je de twee halfreacties optelt krijg
je de totaalreactie. Mits het aantal elektronen in beide halfreacties niet aan elkaar gelijk is,
vermenigvuldig je een of beide halfreacties met de juiste factor zodat het aantal elektronen in beide
halfreacties aan elkaar gelijk wordt.
Niet alle redoxreacties verlopen even goed. Dit is afhankelijk van de sterkte van de betrokken
oxidator en reductor. De sterkte van een oxidator en reductor wordt uitgedrukt in de standaard-
elektrodepotentiaal 𝑈0. De standaardelektrodepotentialen gelden in waterige oplossingen bij
T = 298 K, p = 𝑝0en een concentratie van 1,00 M voor alle opgeloste stoffen. Een oxidator is
sterker naarmate de standaardelektrodepotentiaal hoger is. Een sterke reductor heeft juist een
lage standaardelektrodepotentiaal. De standaardelektrodepotentiaal drukt het spanningsverschil uit
tussen twee oplossingen of stoffen. Hoe groter het verschil in
standaardelektrodepotentiaal tussen de oxidator en de reductor (
∆𝑈), hoe beter de reactie zal verlopen. Dit kun je berekenen
met ∆𝑈= 𝑈𝑜𝑥-𝑈𝑟𝑒𝑑.
Van sommige metalen kunnen meerder ionsoorten voorkomen, afhankelijk van de sterkte van de
2+ 3+
oxidator ontstaat er bijv. de oxidatie van ijzer 𝐹𝑒 of 𝐹𝑒 . Een oxidator met een lage
standaardelektrodepotentiaal zal meestal reageren tot een ion met een lage lading.
Sommige oxidatoren en reductoren zijn sterker in een zuur of basisch milieu. Zo reageren
+
oxidatoren meestal sterker bij de aanwezigheid van 𝐻 - ionen, en reductoren juist in een basisch
milieu. Daarom moet je goed opletten of er een zuurgraad is vermeld.
§1 Elektronenoverdracht
Een atoom dat de edelgasconfiguratie heeft bereikt, is stabel. Metaalatomen kunnen de stabiele
edelgasconfiguratie bereiken door in een chemische reactie (een deel van) hun valentie-elektronen
af te staan. Een deeltje dat elektronen kan afstaan, heet een redutor.
Dit kan echter alleen als ook een deeltje aanwezig is die de elektronen vervolgens op kan nemen.
Dit zal bij voorkeur een deeltje zijn dat juist door het opnemen van elektronen een stabielere
elektronenconfiguratie bereikt, zo’n deeltje heet een oxidator.
Atomen met een hoge elektronegativiteit zullen negatief geladen ionen vormen (oxidator) en
atomen met een lage elektronegativiteit zullen positieve ionen vormen (reductor). Deze deeltjes
samen heten een redoxkoppel.
Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen van een reductor worden overgedragen op een
oxidator. Je kunt zo’n reactie herkennen doordat er ladingen veranderen (of er elementen ontstaan
+
en/of verdwijnen (opletten of het niet om een overdracht van 𝐻 - ion gaat.))
Metalen kunnen elektronen afstaan (reductor) en niet-metalen nemen meestal elektronen op
(oxidator). Alle halogenen zijn sterke oxidatoren en nemen dus heel gemakkelijk elektronen op.
● Sterke reductor → Zwakke oxidator
● Sterke oxidator → Zwakke reductor
2+
● 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛 = oxidator (van hoger naar lager), 𝑍𝑛is dan de geconjugeerde reductor. .
2+ 3+ 3+
● 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒 = reductor (van lager naar hoger), 𝐹𝑒 is dan de geconjugeerde oxidator.
§2 Redoxreacties
Het is mogelijk om een redoxreactie op te splitsen in twee halfreacties: opname van elektronen
door de oxidator en afstaan van elektronen door de reductor. Als je de twee halfreacties optelt krijg
je de totaalreactie. Mits het aantal elektronen in beide halfreacties niet aan elkaar gelijk is,
vermenigvuldig je een of beide halfreacties met de juiste factor zodat het aantal elektronen in beide
halfreacties aan elkaar gelijk wordt.
Niet alle redoxreacties verlopen even goed. Dit is afhankelijk van de sterkte van de betrokken
oxidator en reductor. De sterkte van een oxidator en reductor wordt uitgedrukt in de standaard-
elektrodepotentiaal 𝑈0. De standaardelektrodepotentialen gelden in waterige oplossingen bij
T = 298 K, p = 𝑝0en een concentratie van 1,00 M voor alle opgeloste stoffen. Een oxidator is
sterker naarmate de standaardelektrodepotentiaal hoger is. Een sterke reductor heeft juist een
lage standaardelektrodepotentiaal. De standaardelektrodepotentiaal drukt het spanningsverschil uit
tussen twee oplossingen of stoffen. Hoe groter het verschil in
standaardelektrodepotentiaal tussen de oxidator en de reductor (
∆𝑈), hoe beter de reactie zal verlopen. Dit kun je berekenen
met ∆𝑈= 𝑈𝑜𝑥-𝑈𝑟𝑒𝑑.
Van sommige metalen kunnen meerder ionsoorten voorkomen, afhankelijk van de sterkte van de
2+ 3+
oxidator ontstaat er bijv. de oxidatie van ijzer 𝐹𝑒 of 𝐹𝑒 . Een oxidator met een lage
standaardelektrodepotentiaal zal meestal reageren tot een ion met een lage lading.
Sommige oxidatoren en reductoren zijn sterker in een zuur of basisch milieu. Zo reageren
+
oxidatoren meestal sterker bij de aanwezigheid van 𝐻 - ionen, en reductoren juist in een basisch
milieu. Daarom moet je goed opletten of er een zuurgraad is vermeld.
