Samenvatting Scheikunde
Chemie Overal
5 VWO
Hoofdstuk 11 Redoxreacties:
Redoxreactie: reactie tussen deeltjes waarbij elektronentransport plaatsvindt.
• Halfreactie: reactievergelijking van 1 element naar een ion en elektronen, of
andersom. VB: Zn → Zn2+ + 2 e- en Cu2+ + 2 e- → Cu.
• Totaalreactie: reactievergelijking van 2 halfreacties samen. Dit is de netto
redoxreactie. De lading van de reactie moet aan beide kanten gelijk zijn. VB: Cu2+
+ Zn → Cu + Zn2+.
• De reactie bestaat uit halfreacties waarbij 1 halfreactie een reductor is en 1
halfreactie een oxidator.
o Oxidator: neemt elektronen op.
o Reductor: staat elektronen af.
VB: Zn → Zn2+ + 2 e- is de reductor en Cu2+ + 2 e- → Cu is de oxidator.
Metalen zijn reductoren.
• Onedele metalen zijn sterke reductoren. Dat betekent dat ze makkelijk reageren.
• Edele metalen zijn zwakke reductoren. Dat betekent dat ze niet makkelijk
reageren.
Standaardelektronenpotentiaal (V0): maat voor de sterkte van de oxidatoren en
reductoren.
• Hoog potentiaal: sterke oxidator/zwakke reductor.
• Laag potentiaal: zwakke oxidator/sterke reductor.
Ook bij redox heb je geconjugeerde paren. Bij het geconjugeerde redoxpaar geldt dat
als de oxidator sterk is, dat de geconjugeerde reductor zwak is en andersom.
De redoxparen en halfreacties zijn terug te vinden in Binas tabel 48.
Als een redoxreactie een zwakke reductor of oxidator geldt ook dat een reactie minder
makkelijk verloopt. Daarom kan een redoxreactie ook een evenwichtsreactie zijn. Dit
bepaal je aan de hand van een berekening met de standaardelektronenpotentialen van
de halfreacties: ∆V0 = V0(ox) – V0(red). Het antwoord van deze berekening is in de
eenheid volt (V)
• ∆V0 ≥ 0,3 V = een volledig aflopende reactie.
• -0,3 < ∆V0 < 0,3 V = een evenwichtsreactie.
• ∆V0 ≤ -0,3 V = geen reactie.
Bij redoxreacties is het milieu van de oplossing waarin de reactie plaatsvindt belangrijk.
Bij Binas tabel 48 is bij de standaardpotentialen voor elke stof eenzelfde milieu. Andere
milieus geven andere standaardpotentialen.
Stappenplan voor het opstellen van een redoxreactie:
Chemie Overal
5 VWO
Hoofdstuk 11 Redoxreacties:
Redoxreactie: reactie tussen deeltjes waarbij elektronentransport plaatsvindt.
• Halfreactie: reactievergelijking van 1 element naar een ion en elektronen, of
andersom. VB: Zn → Zn2+ + 2 e- en Cu2+ + 2 e- → Cu.
• Totaalreactie: reactievergelijking van 2 halfreacties samen. Dit is de netto
redoxreactie. De lading van de reactie moet aan beide kanten gelijk zijn. VB: Cu2+
+ Zn → Cu + Zn2+.
• De reactie bestaat uit halfreacties waarbij 1 halfreactie een reductor is en 1
halfreactie een oxidator.
o Oxidator: neemt elektronen op.
o Reductor: staat elektronen af.
VB: Zn → Zn2+ + 2 e- is de reductor en Cu2+ + 2 e- → Cu is de oxidator.
Metalen zijn reductoren.
• Onedele metalen zijn sterke reductoren. Dat betekent dat ze makkelijk reageren.
• Edele metalen zijn zwakke reductoren. Dat betekent dat ze niet makkelijk
reageren.
Standaardelektronenpotentiaal (V0): maat voor de sterkte van de oxidatoren en
reductoren.
• Hoog potentiaal: sterke oxidator/zwakke reductor.
• Laag potentiaal: zwakke oxidator/sterke reductor.
Ook bij redox heb je geconjugeerde paren. Bij het geconjugeerde redoxpaar geldt dat
als de oxidator sterk is, dat de geconjugeerde reductor zwak is en andersom.
De redoxparen en halfreacties zijn terug te vinden in Binas tabel 48.
Als een redoxreactie een zwakke reductor of oxidator geldt ook dat een reactie minder
makkelijk verloopt. Daarom kan een redoxreactie ook een evenwichtsreactie zijn. Dit
bepaal je aan de hand van een berekening met de standaardelektronenpotentialen van
de halfreacties: ∆V0 = V0(ox) – V0(red). Het antwoord van deze berekening is in de
eenheid volt (V)
• ∆V0 ≥ 0,3 V = een volledig aflopende reactie.
• -0,3 < ∆V0 < 0,3 V = een evenwichtsreactie.
• ∆V0 ≤ -0,3 V = geen reactie.
Bij redoxreacties is het milieu van de oplossing waarin de reactie plaatsvindt belangrijk.
Bij Binas tabel 48 is bij de standaardpotentialen voor elke stof eenzelfde milieu. Andere
milieus geven andere standaardpotentialen.
Stappenplan voor het opstellen van een redoxreactie:
