Scheikunde M7 Redox
H1
In de elektrochemie wordt de uitwisseling van chemische en elektrische energie bestudeert
die plaatsvindt bij een speciaal type reacties: de redoxreacties.
H 1.1
Bij redoxreacties worden er elektronen overgedragen van de ene naar de andere reactant.
® Het deeltje dat elektronen afstaat wordt de reductor genoemd.
® Het deeltje dat elektronen opneemt wordt oxidator genoemd
Je kunt een redoxreactie opstellen uit 2 deelreacties (halfreacties) deze vind je in Binas T 48.
In de totaalreactie (nettoreactie) staan nooit elektronen voor of na de pijl.
Zie voorbeeld redox reactie M blz 4.
Redox reacties herken je op verschillende manieren:
Als van een element de lading voor en na de pijl verschillend is, kan dat alleen
doordat er elektronen zijn overgedragen: redoxreacties dus!
Soms kom je een redoxreactie niet op het spoor door ladingsveranderingen,
dan moet je ook nog controleren of er een element (niet ontleedbare stof)
ontstaat of verdwijnt.
Een andere manier is door het oxidatiegetal van een element te controleren.
H 1.2
Het proces van het elektronen opnemen door de oxidator wordt de reductie genoemd.
Het proces van het elektronen afstaan door de reductor wordt oxidatie genoemd.
Net als bij zuren en basen is er spraken van een koppel tussen de oxidator en de reductor:
een redoxkoppel.
In Binas T 48 worden redoxkoppels geschreven als reducties, de oxidator staat links en de
reductor rechts. In de algemene vorm: oxidator + n e−¿ ⇆ ¿ reductor. (een dubbele pijl omdat
halfreacties beide kanten op kunnen verlopen als er uit de context blijkt dat de halfreactie
maar één kant op verloopt, moet je de deeltjes die verdwijnen voorop zetten, en vervolgens
een enkele pijl met daarachter de reactieproducten.)
De halfreacties staan niet in willekeurige volgorde in Binas T 48, maar zijn gerangschikt op
oxidator (resp. reductor-) sterkte. Daar hoort een getal bij: de standaardelektrode-
potentiaal (symbool: V 0).
Een sterke reductor staat gemakkelijk elektronen af en een sterke oxidator neemt
gemakkelijk elektronen op. In T 48 zijn de oxidatoren (linker kolom) gerangschikt naar
afnemende oxidatorsterkte. In de rechter kolom is het precies omgekeerd, de zwakste
reductor staat bovenaan en de sterkste onderaan.
Een sterke reductor en oxidator zullen altijd met elkaar reageren maar naarmate de reductor
sterkte en oxidator sterkte afneemt, zal de neiging om elektronen uit te wisselen ook minder
, worden. In dat geval ontstaat er een evenwicht of vindt er geen reactie plaats. als de
oxidator boven de reductor staat in deze tabel, dan kan de redoxreactie verlopen.
als je een reactie uitvoert zijn er ook vaak deeltjes aanwezig die niet reageren.
Hoe stel je een totaal reactie op:
Eerst bepaal je alle aanwezige deeltjes.
Bepaal m.b.v binas T48 wat de sterkste OX en RED is.
Ga na of de reactie kan verlopen (als de OX boven de RED staat).
Zet vervolgens de halfreactie van de oxidator en reductor onder elkaar (let bij
de halfreactie van de reductor op dat je de halfreactie ‘omdraait’, je ziet hier de
reductor voor de pijl).
Dan vermenigvuldigen we één of beide reacties met een factor zodat het aantal
elektronen dat afgestaan wordt, gelijk is aan het aantal elektronen dat wordt
opgenomen.
Daarna worden de halfreacties bij elkaar opgeteld, waarbij dezelfde deeltjes die
voor en na de pijl voorkomen tegen elkaar worden weggestreept.
In de totaalreactie staan geen elektronen!
H 1.3
Er bestaan een aantal reductoren en oxidatoren, die zijn opgebouwd uit meerdere
atoomsoorten of een combinatie van verschillende deeltjes. hiervoor gelden dezelfde
regels.
Voor een aantal halfreacties kan het verschil maken of er gewerkt wordt in zuur, neutraal, of
+¿¿ −¿¿
basisch milieu een halfreactie waarbij H of OH voor de pijl staat, mag alleen
gebruikt worden als deze deeltjes er ook daadwerkelijk zijn.
Als er aangezuurd wordt bij een redoxreactie gebeurd dit met zwavelzuur omdat de
sulfaationen niet zullen storen bij redoxreacties.
+¿¿
Oxiderende zuren: zuren waarbij niet alleen de H deeltjes als oxidator optreden, maar ook
de zuurrest betrokken is bij de oxiderende werking een oxiderend zuur is altijd een
sterkere oxidator dan een ‘gewoon’ zuur.
Nitraat ionen afkomstig van een zout reageren nooit als een oxidator.
Veel reacties vinden plaats in waterige oplossingen, zeer onedele metalen als Na en Ca
+¿¿
zouden meteen met water reageren Na ionen opgelost in water nooit als oxidator
reageren en Na (s) vormen.
−¿¿
+¿ ( aq ) +4 e ¿
® Oxidator: 2 H 2 O ( l ) → O 2 ( g )+ 4 H
−¿¿
+¿ ( aq ) +4 e ¿
® Reductor: 2 H 2 O ( l ) → O 2 ( g ) + 4 H
Water is geen sterke oxidator of reductor. Reductoren met een V 0 >+1,23 V zullen in
waterig milieu niet reageren in dit geval treedt water op als reductor (met uitzondering op
het chloride ion).
Stappenplan voor opstellen halfreacties:
1. Maak kloppend op het centrale element
H1
In de elektrochemie wordt de uitwisseling van chemische en elektrische energie bestudeert
die plaatsvindt bij een speciaal type reacties: de redoxreacties.
H 1.1
Bij redoxreacties worden er elektronen overgedragen van de ene naar de andere reactant.
® Het deeltje dat elektronen afstaat wordt de reductor genoemd.
® Het deeltje dat elektronen opneemt wordt oxidator genoemd
Je kunt een redoxreactie opstellen uit 2 deelreacties (halfreacties) deze vind je in Binas T 48.
In de totaalreactie (nettoreactie) staan nooit elektronen voor of na de pijl.
Zie voorbeeld redox reactie M blz 4.
Redox reacties herken je op verschillende manieren:
Als van een element de lading voor en na de pijl verschillend is, kan dat alleen
doordat er elektronen zijn overgedragen: redoxreacties dus!
Soms kom je een redoxreactie niet op het spoor door ladingsveranderingen,
dan moet je ook nog controleren of er een element (niet ontleedbare stof)
ontstaat of verdwijnt.
Een andere manier is door het oxidatiegetal van een element te controleren.
H 1.2
Het proces van het elektronen opnemen door de oxidator wordt de reductie genoemd.
Het proces van het elektronen afstaan door de reductor wordt oxidatie genoemd.
Net als bij zuren en basen is er spraken van een koppel tussen de oxidator en de reductor:
een redoxkoppel.
In Binas T 48 worden redoxkoppels geschreven als reducties, de oxidator staat links en de
reductor rechts. In de algemene vorm: oxidator + n e−¿ ⇆ ¿ reductor. (een dubbele pijl omdat
halfreacties beide kanten op kunnen verlopen als er uit de context blijkt dat de halfreactie
maar één kant op verloopt, moet je de deeltjes die verdwijnen voorop zetten, en vervolgens
een enkele pijl met daarachter de reactieproducten.)
De halfreacties staan niet in willekeurige volgorde in Binas T 48, maar zijn gerangschikt op
oxidator (resp. reductor-) sterkte. Daar hoort een getal bij: de standaardelektrode-
potentiaal (symbool: V 0).
Een sterke reductor staat gemakkelijk elektronen af en een sterke oxidator neemt
gemakkelijk elektronen op. In T 48 zijn de oxidatoren (linker kolom) gerangschikt naar
afnemende oxidatorsterkte. In de rechter kolom is het precies omgekeerd, de zwakste
reductor staat bovenaan en de sterkste onderaan.
Een sterke reductor en oxidator zullen altijd met elkaar reageren maar naarmate de reductor
sterkte en oxidator sterkte afneemt, zal de neiging om elektronen uit te wisselen ook minder
, worden. In dat geval ontstaat er een evenwicht of vindt er geen reactie plaats. als de
oxidator boven de reductor staat in deze tabel, dan kan de redoxreactie verlopen.
als je een reactie uitvoert zijn er ook vaak deeltjes aanwezig die niet reageren.
Hoe stel je een totaal reactie op:
Eerst bepaal je alle aanwezige deeltjes.
Bepaal m.b.v binas T48 wat de sterkste OX en RED is.
Ga na of de reactie kan verlopen (als de OX boven de RED staat).
Zet vervolgens de halfreactie van de oxidator en reductor onder elkaar (let bij
de halfreactie van de reductor op dat je de halfreactie ‘omdraait’, je ziet hier de
reductor voor de pijl).
Dan vermenigvuldigen we één of beide reacties met een factor zodat het aantal
elektronen dat afgestaan wordt, gelijk is aan het aantal elektronen dat wordt
opgenomen.
Daarna worden de halfreacties bij elkaar opgeteld, waarbij dezelfde deeltjes die
voor en na de pijl voorkomen tegen elkaar worden weggestreept.
In de totaalreactie staan geen elektronen!
H 1.3
Er bestaan een aantal reductoren en oxidatoren, die zijn opgebouwd uit meerdere
atoomsoorten of een combinatie van verschillende deeltjes. hiervoor gelden dezelfde
regels.
Voor een aantal halfreacties kan het verschil maken of er gewerkt wordt in zuur, neutraal, of
+¿¿ −¿¿
basisch milieu een halfreactie waarbij H of OH voor de pijl staat, mag alleen
gebruikt worden als deze deeltjes er ook daadwerkelijk zijn.
Als er aangezuurd wordt bij een redoxreactie gebeurd dit met zwavelzuur omdat de
sulfaationen niet zullen storen bij redoxreacties.
+¿¿
Oxiderende zuren: zuren waarbij niet alleen de H deeltjes als oxidator optreden, maar ook
de zuurrest betrokken is bij de oxiderende werking een oxiderend zuur is altijd een
sterkere oxidator dan een ‘gewoon’ zuur.
Nitraat ionen afkomstig van een zout reageren nooit als een oxidator.
Veel reacties vinden plaats in waterige oplossingen, zeer onedele metalen als Na en Ca
+¿¿
zouden meteen met water reageren Na ionen opgelost in water nooit als oxidator
reageren en Na (s) vormen.
−¿¿
+¿ ( aq ) +4 e ¿
® Oxidator: 2 H 2 O ( l ) → O 2 ( g )+ 4 H
−¿¿
+¿ ( aq ) +4 e ¿
® Reductor: 2 H 2 O ( l ) → O 2 ( g ) + 4 H
Water is geen sterke oxidator of reductor. Reductoren met een V 0 >+1,23 V zullen in
waterig milieu niet reageren in dit geval treedt water op als reductor (met uitzondering op
het chloride ion).
Stappenplan voor opstellen halfreacties:
1. Maak kloppend op het centrale element
