REDOXREACTIES
1. Definitie
- In een redoxreactie worden e- uitgewisseld OG in bepaalde bindingen verandert
- 2 halfreacties
❖ 1 reactie geeft e- af: oxidatie
▪ OG van het atoom stijgt
❖ 1 reactie neemt de e- op: reductie
▪ OG van het atoom daalt
- Equivalentiegetal = aantal uitgewisselde e-
Zn2+ + 2 e- ↔ Zn
Cu ↔ Cu2+ + 2 e-
Zn2+ + Cu Zn + Cu2+
2. Redoxreactie uitbalanceren
1. Zoek atomen die veranderen van OG
2. Schrijf de halfreacties
❖ Netto-ionair: enkel de atomen die oxideren of reduceren
❖ Schrijf in elke reactie het aantal uitgewisselde e-
❖ Schrijf de halfreacties altijd met ↔ en niet met
3. Balanceer elke halfreactie afzonderlijk uit, zodat het aantal atomen overeenkomt
4. Laat O-moleculen wegreageren tot water met de ionen in het milieu
❖ Zuur milieu: H+-ionen vormen H2O
❖ Basisch milieu: OH—ionen vormen H2O
5. Controleer of alle ladingen voor en achter ↔ overeen komen
6. Neem het kleinste gemeen veelvoud van het aantal e- in elke halfreactie en
vermenigvuldig een volledige reactie waar nodig
7. Tel de halfreacties op zonder de e- en schrap overeenkomstige moleculen
❖ Let op: gebruik nu wel
Fe(NO3)2 KMnO4 Mn2+ Fe3+
Fe2+ + 2 NO3- K+ + MnO4- +II +III
+II -I +I -I
(Fe2+ ↔ Fe3+ + 1 e-) x5
MnO4- + 5 e- + 8H+ ↔ Mn2+ + 4 H2O
5 Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
, DE INTRA-MOLECULAIRE BINDING
- Vorming van moleculen intra-moleculaire krachten
❖ Zo laag mogelijke E-toestand
❖ Stabiele e—configuratie octetstructuur
1. Ionaire binding
1.1. De aard van de ionaire binding
- Binding tss kation en anion (elektrostatische aantrekkingskracht)
- Vorming kristalrooster
- Afgeven of opnemen van e- helpt bij bereiken van octetstructuur
❖ Ia ns1 (n-1)s2(n-1)p6 1+
❖ IIa ns 2
(n-1)s2(n-1)p6 2+
❖ IIIa ns np (n-1)s (n-1)p
2 1 2 6
3+
❖ Via ns np ns np
2 4 2 6
2-
❖ VIIa ns2np5 ns2np6 1-
- Hoe groter de lading, hoe groter de aantrekking roosterenergie
❖ Exotherm
❖ Bepaalt de energie-inhoud van de ionaire verbinding
𝑞1∗ 𝑞2
❖ RE = k( )
𝑟
1.2. De vorming van een ionaire binding
- Binding tussen metaal en niet-metaal hoge ENW met lage ENW
- Voorwaarde: ∆ENW ≥ 1,7
NaCl
Elektron van Na wordt aangetrokken door Cl (hogere ENW) elektronenoverdracht
2. Covalente binding
2.1. De aard van de covalente binding
- Binding tss 2 of meerdere niet-metalen
- 1 of meerdere elektronenparen worden gedeeld door de verschillende atomen
❖ Geen elektronenoverdracht
❖ Geen vorming van ionen
❖ Geen roostervorming
- Voorwaarde: ∆ENW ≤ 1,7
2.2. Homonucleaire covalente binding
- Binding tss twee identieke niet-metalen
- ∆ENW = 0
- Gemeenschappelijk elektronenpaar zit mooi in het midden zuiver covalente binding
Cl2
, 2.3. Heteronucleaire covalente binding
- Binding tss niet-metalen van verschillende soort
- 1 atoom zal de binding harder naar zich toe trekken
❖ Gebruik van partiële ladingen ≠ effectieve ladingen
▪ δ+ en δ- wijst enkel op elektronenverschuiving, geen overdracht
2.4. Opstellen van de Lewisstructuur
- Geeft de bindingstoestand in covalente bindingen weer
❖ Atomen worden weergegeven als hun symbool
❖ Ze zijn omringd met hun valentie-elektronen
▪ Puntje voor vrij elektron
▪ Streepje voor doublet
❖ Bindingen worden voorgesteld met een streepje
1. Maak de som van alle effectieve v.e- in de verbinding
❖ Indien de binding een positieve lading draagt: lading aftrekken
❖ Indien de binding een negatieve lading draagt: lading optellen
2. Maak de som van de v.e- die elk atoom zou moeten hebben voor het behalen van de
octetstructuur
3. Maak het verschil tss 2. en 1. geeft voor elk atoom het tekort aan e- aan
4. Deel het aantal e- uit 3. door 2 geeft het aantal te bekomen bindingen aan
5. Teken het skelet van de binding met het aantal bindingen berekend in 4.
❖ H en halogenen gaan maar 1 binding aan en worden altijd aan het uiteinde geplaatst
6. Plaats de overige v.e- rond de atomen
7. Controleer of het aantal v.e- uit 1. overeenkomt jou structuur
8. Indien er ook een lading is, plaats je de volledige structuur tussen vierkante haken met
de lading erboven
1. Definitie
- In een redoxreactie worden e- uitgewisseld OG in bepaalde bindingen verandert
- 2 halfreacties
❖ 1 reactie geeft e- af: oxidatie
▪ OG van het atoom stijgt
❖ 1 reactie neemt de e- op: reductie
▪ OG van het atoom daalt
- Equivalentiegetal = aantal uitgewisselde e-
Zn2+ + 2 e- ↔ Zn
Cu ↔ Cu2+ + 2 e-
Zn2+ + Cu Zn + Cu2+
2. Redoxreactie uitbalanceren
1. Zoek atomen die veranderen van OG
2. Schrijf de halfreacties
❖ Netto-ionair: enkel de atomen die oxideren of reduceren
❖ Schrijf in elke reactie het aantal uitgewisselde e-
❖ Schrijf de halfreacties altijd met ↔ en niet met
3. Balanceer elke halfreactie afzonderlijk uit, zodat het aantal atomen overeenkomt
4. Laat O-moleculen wegreageren tot water met de ionen in het milieu
❖ Zuur milieu: H+-ionen vormen H2O
❖ Basisch milieu: OH—ionen vormen H2O
5. Controleer of alle ladingen voor en achter ↔ overeen komen
6. Neem het kleinste gemeen veelvoud van het aantal e- in elke halfreactie en
vermenigvuldig een volledige reactie waar nodig
7. Tel de halfreacties op zonder de e- en schrap overeenkomstige moleculen
❖ Let op: gebruik nu wel
Fe(NO3)2 KMnO4 Mn2+ Fe3+
Fe2+ + 2 NO3- K+ + MnO4- +II +III
+II -I +I -I
(Fe2+ ↔ Fe3+ + 1 e-) x5
MnO4- + 5 e- + 8H+ ↔ Mn2+ + 4 H2O
5 Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
, DE INTRA-MOLECULAIRE BINDING
- Vorming van moleculen intra-moleculaire krachten
❖ Zo laag mogelijke E-toestand
❖ Stabiele e—configuratie octetstructuur
1. Ionaire binding
1.1. De aard van de ionaire binding
- Binding tss kation en anion (elektrostatische aantrekkingskracht)
- Vorming kristalrooster
- Afgeven of opnemen van e- helpt bij bereiken van octetstructuur
❖ Ia ns1 (n-1)s2(n-1)p6 1+
❖ IIa ns 2
(n-1)s2(n-1)p6 2+
❖ IIIa ns np (n-1)s (n-1)p
2 1 2 6
3+
❖ Via ns np ns np
2 4 2 6
2-
❖ VIIa ns2np5 ns2np6 1-
- Hoe groter de lading, hoe groter de aantrekking roosterenergie
❖ Exotherm
❖ Bepaalt de energie-inhoud van de ionaire verbinding
𝑞1∗ 𝑞2
❖ RE = k( )
𝑟
1.2. De vorming van een ionaire binding
- Binding tussen metaal en niet-metaal hoge ENW met lage ENW
- Voorwaarde: ∆ENW ≥ 1,7
NaCl
Elektron van Na wordt aangetrokken door Cl (hogere ENW) elektronenoverdracht
2. Covalente binding
2.1. De aard van de covalente binding
- Binding tss 2 of meerdere niet-metalen
- 1 of meerdere elektronenparen worden gedeeld door de verschillende atomen
❖ Geen elektronenoverdracht
❖ Geen vorming van ionen
❖ Geen roostervorming
- Voorwaarde: ∆ENW ≤ 1,7
2.2. Homonucleaire covalente binding
- Binding tss twee identieke niet-metalen
- ∆ENW = 0
- Gemeenschappelijk elektronenpaar zit mooi in het midden zuiver covalente binding
Cl2
, 2.3. Heteronucleaire covalente binding
- Binding tss niet-metalen van verschillende soort
- 1 atoom zal de binding harder naar zich toe trekken
❖ Gebruik van partiële ladingen ≠ effectieve ladingen
▪ δ+ en δ- wijst enkel op elektronenverschuiving, geen overdracht
2.4. Opstellen van de Lewisstructuur
- Geeft de bindingstoestand in covalente bindingen weer
❖ Atomen worden weergegeven als hun symbool
❖ Ze zijn omringd met hun valentie-elektronen
▪ Puntje voor vrij elektron
▪ Streepje voor doublet
❖ Bindingen worden voorgesteld met een streepje
1. Maak de som van alle effectieve v.e- in de verbinding
❖ Indien de binding een positieve lading draagt: lading aftrekken
❖ Indien de binding een negatieve lading draagt: lading optellen
2. Maak de som van de v.e- die elk atoom zou moeten hebben voor het behalen van de
octetstructuur
3. Maak het verschil tss 2. en 1. geeft voor elk atoom het tekort aan e- aan
4. Deel het aantal e- uit 3. door 2 geeft het aantal te bekomen bindingen aan
5. Teken het skelet van de binding met het aantal bindingen berekend in 4.
❖ H en halogenen gaan maar 1 binding aan en worden altijd aan het uiteinde geplaatst
6. Plaats de overige v.e- rond de atomen
7. Controleer of het aantal v.e- uit 1. overeenkomt jou structuur
8. Indien er ook een lading is, plaats je de volledige structuur tussen vierkante haken met
de lading erboven
