Scheikunde
Hoofdstuk 9 - Redoxchemie
Indy Faassen, DV5a
Voorkennis:
Atoomnummer: aantal protonen + aantal elektronen.
Massagetal: aantal protonen + aantal neutronen.
Er bestaan 3 verschillende stoffen:
- Metalen (ongeladen deeltjes) Metalen kunnen alleen een positieve lading hebben. Ze kunnen elektronen afstaan (reductor)
- Niet-metalen (ongeladen deeltjes) Niet-metalen kunnen alleen een negatieve lading hebben. Ze nemen meestal elektronen op (oxidator)
- Zouten (geladen deeltjes) Een zout bestaat uit een metaal en een niet-metaal, waardoor ze geladen zijn.
§9.1 Elektronenoverdracht
Zuur-basereacties kenmerken zich door de overdracht van protonen van het zuur naar de base. Bij redoxreacties zijn het de elektronen die zich van het
ene naar het andere deeltje verplaatsen. Een bekende redoxreactie is roesten.
Overdracht van elektronen
Een atoom dat de edelgasconfiguratie heeft bereikt, is stabiel.
Edelgasconfiguratie: verdeling van elektronen over de schillen. Wanneer de edelgasconfiguratie is bereikt, zit de buitenste elektronenschil vol.
I. Metaalatomen kunnen de stabiele edelgasconfiguratie bereiken door in een chemische reactie (een deel van) hun valentie-elektronen af te
staan, waardoor ze dan een stabiel positief geladen metaalion vormen.
II. K > K+ + e-
Een deeltje kan elektronen alleen afstaan wanneer er ook een deeltje aanwezig is om die elektronen vervolgens weer op te nemen. Dit zal bij voorkeur
een deeltje zijn dat juist door opname van elektronen een stabielere elektronenconfiguratie bereikt, zoals halogenen.
Reductor: een deeltje dat elektronen afstaat.
Oxidator: een deeltje dat elektronen opneemt (halogenen en water)
Uit een chloormolecuul kunnen door opname van twee elektronen twee chloride-ionen ontstaan:
Cl2 + 2 e- > 2 Cl-
Elektronenoverdracht vindt plaats bij:
1. Een zout
2. Een redoxreactie
Redoxreactie: een reactie waarbij elektronen via een reductor worden overgedragen op een oxidator.
Fe ➙ Fe2+ + 2 e- = geeft e- af (reductor)
2 Fe ➙ 2 Fe2+ + 4 e-
O2 + 4 e- ➙ 2 O2- = neemt e- op (oxidator)
————————————————————————— +
2 Fe2+ + O2 + 4 e- ➙ 2 Fe2+ + 4 e- + 2 O2
2 Fe2+ + O2 ➙ 2 [FeO]
Beginstoffen
Reactieproducten
Redoxkoppel
In elke redoxreactie kun je een onderscheid maken tussen het deeltje dat elektronen opneemt (oxidator) en het deeltje dat elektronen afstaat
(reductor). Een redoxreactie kenmerkt zich door de overdracht van elektronen.
Redoxkoppel: als bij een redoxreactie uit een oxidatie een bijbehorende reductor ontstaat.
Geconjugeerde reductor: er ontstaat een deeltje dat als reductor kan reageren, wanneer een deeltje als oxidator reageert.
- De oxidator K+ neemt een elektron op K: K+ + e- ➙ K
- K staat een elektron af en is dan een reductor: K ➙ K+ + e-
Reactiviteit van metalen
Onedele metalen: metalen die gemakkelijk met water of lucht reageren (natrium & calcium) Het zijn metalen die makkelijk oxideren.
Edelmetalen: metalen die bestand zijn tegen corrosie en oxidatie.
- Onedele metalen zijn dus sterke reductoren die kunnen reageren met een zeer zwakke oxidator als water.
- Edelmetalen zijn zwakke reductoren (goud en zilver)
- Een sterke oxidator heeft een zwakke geconjugeerde reductor.
De reductor Na(s) reageert met de oxidator H2O(l). Hierbij ontstaat natronloog en waterstof.
, Reactiviteit van niet-metalen
Wanneer een deeltje een sterke oxidator is, zal het zeer gemakkelijk elektronen opnemen. Alle halogenen zijn sterke oxidatoren.
§9.2 Redoxreacties
Halfreacties
Bij een redoxreactie reageert altijd een reductor die elektronen afgeeft met een oxidator die de afgestane elektronen opneemt. Het is daarom mogelijk
om een redoxreactie op te splitsen in twee halfreacties: opname van elektronen door de oxidator en afstaan van elektronen door de reductor.
Halfreactie: reactie waarin elektronen voorkomen die samen met een andere halfreactie een totaalreactie geeft.
Eigenschappen halfreactie:
- In een halfreactie staan het aantal elektronen dat wordt opgenomen of afgestaan.
- Een halfreactie treedt nooit alleen op, want voor een redoxreactie is zowel een oxidator als reductor nodig.
- Het aantal elektronen moet in beide halfreacties aan elkaar gelijk zijn > dit kun je doen door één of beide reacties met de juiste factor te
vermenigvuldigen.
In Binas tabel 48 zijn van een groot aantal redoxkoppels de halfreacties gegeven. De sterkste oxidator staat links bovenaan en de sterkste reductor
staat rechts onderaan. Bij deeltjes zonder toestandsaanduiding moet steeds (aq) worden gelezen.
Standaardelektronenpotentiaal
De sterkte van de oxidator en reductor wordt uitgedrukt in de standaardelektrodepotentiaal U0. (Laatste kolom Binas tabel 48)
• Een oxidator is sterker naarmate de standaardelektrodepotentiaal hoger is.
• Een reductor is sterker naarmate de standaardelektrodepotentiaal lager is.
Standaardelektrodepotentiaal: drukt een theoretisch spanningsverschil uit tussen twee oplossingen of stoffen.
I. Hoe groter het verschil in standaardelektrodepotentiaal tussen de oxidator en reductor, (delta)U,
hoe beter de reactie zal verlopen.
II. Formule: (delta)U: (delta)U = Uox - Ured.
III. In tabel 2 staan grenswaarden die iets zeggen over het verloop van de reactie en niets over de
snelheid van de reactie.
Stappenplan voor het opstellen van een redoxreactie
Stap 1: deeltjesinventarisatie - Noteer de deeltjes die voor de reactie aanwezig zijn.
- Noteer, als er sprake is van een aangezuurde oplossing, het H+-ion.
- Noteer, als er sprake is van een basische oplossing, het OH-ion.
Stap 2: sterkste oxidator en Zoek met behulp van Binas tabel 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor.
sterkste reductor
Stap 3: halfreacties Noteer de halfreacties uit Binas tabel 48 onder elkaar, eerst de ox, daarna de red.
Stap 4: verloopt de reactie - Noteer de standaardelektrodepotentialen van de halfreacties en bereken (delta)U = Uox - Ured.)
spontaan? - Bepaal met behulp van tabel 2 of er geen, een evenwichts- of een a opende reactie plaatsvindt.
Stap 5: aantal elektronen gelijk Zorg dat de oxidator evenveel elektronen opneemt als dat de reductor afstaat door elk van de halfreacties met
de juiste factor te vermenigvuldigen.
Stap 6: totaalreactie - Tel de halfreacties bij elkaar op.
- Vereenvoudig de totaalreactie als dat nodig is.
- Geef aan of het een evenwichts- of a opende reactie is.
Bijzondere redoxreacties
In Binas tabel 48 zijn metaalionen opgenomen die twee soorten ladingen kunnen hebben, bijvoorbeeld ijzerionen. Afhankelijk van de sterkste van de
oxidator ontstaat er bij de reactie van Fe(s), Fe2+ of Fe3+. Een oxidator met een lage standaardalektrodepotentiaal zal alleen met Fe(s) reageren tot
Fe2+. Een sterke oxidator zal ook met Fe2+, waarbij Fe3+ ontstaat.
- Bij metalen moet je dus altijd controleren of de tweede reactie ook plaats kan vinden.
fl fl
Hoofdstuk 9 - Redoxchemie
Indy Faassen, DV5a
Voorkennis:
Atoomnummer: aantal protonen + aantal elektronen.
Massagetal: aantal protonen + aantal neutronen.
Er bestaan 3 verschillende stoffen:
- Metalen (ongeladen deeltjes) Metalen kunnen alleen een positieve lading hebben. Ze kunnen elektronen afstaan (reductor)
- Niet-metalen (ongeladen deeltjes) Niet-metalen kunnen alleen een negatieve lading hebben. Ze nemen meestal elektronen op (oxidator)
- Zouten (geladen deeltjes) Een zout bestaat uit een metaal en een niet-metaal, waardoor ze geladen zijn.
§9.1 Elektronenoverdracht
Zuur-basereacties kenmerken zich door de overdracht van protonen van het zuur naar de base. Bij redoxreacties zijn het de elektronen die zich van het
ene naar het andere deeltje verplaatsen. Een bekende redoxreactie is roesten.
Overdracht van elektronen
Een atoom dat de edelgasconfiguratie heeft bereikt, is stabiel.
Edelgasconfiguratie: verdeling van elektronen over de schillen. Wanneer de edelgasconfiguratie is bereikt, zit de buitenste elektronenschil vol.
I. Metaalatomen kunnen de stabiele edelgasconfiguratie bereiken door in een chemische reactie (een deel van) hun valentie-elektronen af te
staan, waardoor ze dan een stabiel positief geladen metaalion vormen.
II. K > K+ + e-
Een deeltje kan elektronen alleen afstaan wanneer er ook een deeltje aanwezig is om die elektronen vervolgens weer op te nemen. Dit zal bij voorkeur
een deeltje zijn dat juist door opname van elektronen een stabielere elektronenconfiguratie bereikt, zoals halogenen.
Reductor: een deeltje dat elektronen afstaat.
Oxidator: een deeltje dat elektronen opneemt (halogenen en water)
Uit een chloormolecuul kunnen door opname van twee elektronen twee chloride-ionen ontstaan:
Cl2 + 2 e- > 2 Cl-
Elektronenoverdracht vindt plaats bij:
1. Een zout
2. Een redoxreactie
Redoxreactie: een reactie waarbij elektronen via een reductor worden overgedragen op een oxidator.
Fe ➙ Fe2+ + 2 e- = geeft e- af (reductor)
2 Fe ➙ 2 Fe2+ + 4 e-
O2 + 4 e- ➙ 2 O2- = neemt e- op (oxidator)
————————————————————————— +
2 Fe2+ + O2 + 4 e- ➙ 2 Fe2+ + 4 e- + 2 O2
2 Fe2+ + O2 ➙ 2 [FeO]
Beginstoffen
Reactieproducten
Redoxkoppel
In elke redoxreactie kun je een onderscheid maken tussen het deeltje dat elektronen opneemt (oxidator) en het deeltje dat elektronen afstaat
(reductor). Een redoxreactie kenmerkt zich door de overdracht van elektronen.
Redoxkoppel: als bij een redoxreactie uit een oxidatie een bijbehorende reductor ontstaat.
Geconjugeerde reductor: er ontstaat een deeltje dat als reductor kan reageren, wanneer een deeltje als oxidator reageert.
- De oxidator K+ neemt een elektron op K: K+ + e- ➙ K
- K staat een elektron af en is dan een reductor: K ➙ K+ + e-
Reactiviteit van metalen
Onedele metalen: metalen die gemakkelijk met water of lucht reageren (natrium & calcium) Het zijn metalen die makkelijk oxideren.
Edelmetalen: metalen die bestand zijn tegen corrosie en oxidatie.
- Onedele metalen zijn dus sterke reductoren die kunnen reageren met een zeer zwakke oxidator als water.
- Edelmetalen zijn zwakke reductoren (goud en zilver)
- Een sterke oxidator heeft een zwakke geconjugeerde reductor.
De reductor Na(s) reageert met de oxidator H2O(l). Hierbij ontstaat natronloog en waterstof.
, Reactiviteit van niet-metalen
Wanneer een deeltje een sterke oxidator is, zal het zeer gemakkelijk elektronen opnemen. Alle halogenen zijn sterke oxidatoren.
§9.2 Redoxreacties
Halfreacties
Bij een redoxreactie reageert altijd een reductor die elektronen afgeeft met een oxidator die de afgestane elektronen opneemt. Het is daarom mogelijk
om een redoxreactie op te splitsen in twee halfreacties: opname van elektronen door de oxidator en afstaan van elektronen door de reductor.
Halfreactie: reactie waarin elektronen voorkomen die samen met een andere halfreactie een totaalreactie geeft.
Eigenschappen halfreactie:
- In een halfreactie staan het aantal elektronen dat wordt opgenomen of afgestaan.
- Een halfreactie treedt nooit alleen op, want voor een redoxreactie is zowel een oxidator als reductor nodig.
- Het aantal elektronen moet in beide halfreacties aan elkaar gelijk zijn > dit kun je doen door één of beide reacties met de juiste factor te
vermenigvuldigen.
In Binas tabel 48 zijn van een groot aantal redoxkoppels de halfreacties gegeven. De sterkste oxidator staat links bovenaan en de sterkste reductor
staat rechts onderaan. Bij deeltjes zonder toestandsaanduiding moet steeds (aq) worden gelezen.
Standaardelektronenpotentiaal
De sterkte van de oxidator en reductor wordt uitgedrukt in de standaardelektrodepotentiaal U0. (Laatste kolom Binas tabel 48)
• Een oxidator is sterker naarmate de standaardelektrodepotentiaal hoger is.
• Een reductor is sterker naarmate de standaardelektrodepotentiaal lager is.
Standaardelektrodepotentiaal: drukt een theoretisch spanningsverschil uit tussen twee oplossingen of stoffen.
I. Hoe groter het verschil in standaardelektrodepotentiaal tussen de oxidator en reductor, (delta)U,
hoe beter de reactie zal verlopen.
II. Formule: (delta)U: (delta)U = Uox - Ured.
III. In tabel 2 staan grenswaarden die iets zeggen over het verloop van de reactie en niets over de
snelheid van de reactie.
Stappenplan voor het opstellen van een redoxreactie
Stap 1: deeltjesinventarisatie - Noteer de deeltjes die voor de reactie aanwezig zijn.
- Noteer, als er sprake is van een aangezuurde oplossing, het H+-ion.
- Noteer, als er sprake is van een basische oplossing, het OH-ion.
Stap 2: sterkste oxidator en Zoek met behulp van Binas tabel 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor.
sterkste reductor
Stap 3: halfreacties Noteer de halfreacties uit Binas tabel 48 onder elkaar, eerst de ox, daarna de red.
Stap 4: verloopt de reactie - Noteer de standaardelektrodepotentialen van de halfreacties en bereken (delta)U = Uox - Ured.)
spontaan? - Bepaal met behulp van tabel 2 of er geen, een evenwichts- of een a opende reactie plaatsvindt.
Stap 5: aantal elektronen gelijk Zorg dat de oxidator evenveel elektronen opneemt als dat de reductor afstaat door elk van de halfreacties met
de juiste factor te vermenigvuldigen.
Stap 6: totaalreactie - Tel de halfreacties bij elkaar op.
- Vereenvoudig de totaalreactie als dat nodig is.
- Geef aan of het een evenwichts- of a opende reactie is.
Bijzondere redoxreacties
In Binas tabel 48 zijn metaalionen opgenomen die twee soorten ladingen kunnen hebben, bijvoorbeeld ijzerionen. Afhankelijk van de sterkste van de
oxidator ontstaat er bij de reactie van Fe(s), Fe2+ of Fe3+. Een oxidator met een lage standaardalektrodepotentiaal zal alleen met Fe(s) reageren tot
Fe2+. Een sterke oxidator zal ook met Fe2+, waarbij Fe3+ ontstaat.
- Bij metalen moet je dus altijd controleren of de tweede reactie ook plaats kan vinden.
fl fl
