Samenvatting NOVA Scheikunde VWO 5 - Hoofdstuk 9: redoxchemie

Hoofdstuk 9: Redoxchemie
§1 Elektronenoverdracht

Begrippen:
Redoxreactie: reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt
● Alle verbrandingsreacties zijn redoxreacties!
● Oxidator moet boven reductor staan als er een reactie wilt plaatsvinden

Bij een redoxreactie heb je te maken met 2 deeltjes:
- Reductor (elektronendonor): deeltje dat elektronen kan afstaan
- Oxidator (elektronenacceptor): deeltje dat elektronen kan opnemen
Bijv. 2 Fe (s) + O2 (g) → 2 FeO (s)
↓ ↓
Staat 2 x 2e af Neemt 2 x e- op
-




Bij een redoxreactie ontstaat uit een oxidator een bijhorende geconjugeerde reductor =
Redoxkoppel ox/red

Algemeen:
- Metalen kunnen elektronen afstaan (reductoren) en niet-metalen kunnen elektronen
opnemen (oxidatoren)

Voorbeelden:
Geef in de volgende redoxreacties aan welk deeltje de oxidator en welk deeltje de reductor
is
a. 2 K(s) + 2 H2O(l) → 2 K+(aq) + 2 OH–(aq) + H2(g)
b. CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O(l)

a. Deeltjesinventarisatie:
Voor de pijl: K(s), H2O(l)
Na de pijl: K+, OH–, H2(g)
H2O neemt twee elektronen op. Dit is dus de oxidator
K staat een elektron af. Dit is dus de reductor
De elektronen gaan dus van K(s) naar H2O(l)
b. Deeltjesinventarisatie:
Voor de pijl: Cu2+ en O2– in CuO(s), H2(g)
Na de pijl: Cu(s), H2O(l)
Cu2+ neemt twee elektronen op. Dit is dus de oxidator.
H2 staat elektronen af. Dit is dus de reductor.
De elektronen gaan dus van H2(g) naar CuO(s)

§2 Redoxreacties

Hoe zie je dat het een redoxreactie is?
- Ladingen veranderen
- Elementen ontstaan of verdwijnen

, Een totaalreactie stel je op door halfreacties van de oxidator en reductor kloppend te maken
voor het aantal elektronen en daarna op te tellen. Halfreacties kun je herkennen aan
elektronen in de vergelijking. in een totaalreactie worden nooit elektronen weergegeven
Halfreacties:
- Elke redoxreactie is op te splitsen in 2 halfreacties
● Eén die het afstaan van elektronen weergeeft (reductor)
● Eén die het opnemen van elektronen weergeeft (oxidator)

Standaardelektrodepotentiaal:
- De sterkte van een oxidator en reductor wordt uitgedrukt in de
standaardelektrodepotentiaal U0
- Oxidator heeft een hoge standaardelektrodepotentiaal
- Reductor heeft een lage standaardelektrodepotentiaal




∆U = Uox -Ured

Stappenplan voor redoxreacties:
1. Deeltjesinventarisatie
● Noteer, als er sprake is van een aangezuurde oplossing, het H+-ion
● Noteer, als er sprake is van een basische oplossing, het OH--ion
2. Sterkste oxidator en sterkste reductor
- Kan de reactie verlopen? (ox boven red)
● Oxidator → van boven naar onder
● Reductor → van onder naar boven
3. Halfreacties
4. Standaardelektrodepotentialen
● ∆U = Uox - Ured
○ Geef aan of het een aflopend of evenwichtsreactie is
5. Aantal elektronen gelijk maken
6. Totaalreactie
● Dezelfde deeltjes aan beide kanten = wegstrepen
● Let op! - Er kan bij een totaalreactie ook een zuur-basereactie optreden met
OH- en H+
- Ook moet je letten of er een overmaat van een stof is toegevoegd.
Als dit het geval is moet je kijken welke deetje verder met deze stof
reageert
- De ladingen van stoffen na en voor de pijl moeten gelijk zijn

Voorbeeld:
Maak de vergelijking Cl–(aq) + ClO3-(aq) + H+(aq) → Cl2(aq) + H2O(l) kloppend

Cl–(aq) + ClO3-(aq) + 6 H+(aq) → Cl2(aq) + 3 H2O(l)
Nu moeten de ladingen voor de pijl nog kloppen
5 Cl–(aq) + ClO3-(aq) + 6 H+(aq) → Cl2(aq) + 3 H2O(l)
5 Cl–(aq) + ClO3-(aq) + H+(aq) → 3 Cl2(aq) + H2O(l)