H16. Redoxreacties
2. Reductie en oxidatie
Bij reductie zal er een daling in het OG zijn
➔ Komt doordat er een opname is van elektronen → er worden negatieve deeltjes opgenomen
dus het OG zal dalen
➔ Bv. Zn2+ + 2e- ↔ Zn ---> van OG +II naar 0 (= een reductiehalfcelreactie)
→ Zn2+ = de oxidator
→ Zn = de reductor
Bij oxidatie zal er een stijging in het OG zijn
➔ Komt doordat er afgifte is van elektronen → er worden negatieve deeltjes afgestaan dus het
OG zal stijgen
➔ Bv. Cu ↔ Cu2+ + 2e- ---> van OG 0 naar +2 (= een oxidatiehalfreactie)
→ Cu = de reductor
→ Cu2+ = de oxidator
Een halfcelreactie = een reactie waarbij enkel elektronen worden opgenomen tussen een koppel
Een reductor of reductans = een elektronendonor = een chemische stof die in een chemische reactie
elektronen kan afstaan → wordt geoxideerd
➔ Een oxidator of oxidans = een stof die elektronen opneemt → wordt gereduceerd
3. Redoxreacties
Redoxreacties = reacties tussen atomen, moleculen en/of ionen waarbij elektronen worden
uitgewisseld
→ Reductie + oxidatie
Voorbeeld:
➔ Aantal opgenomen e- = aantal afgestane e-
→ De afgestane elektronen staan rechts
→ De opgenomen elektronen staan links
➔ #opgenomen e- ≠ #afgestane e-
→ 1 van de reacties vermenigvuldigt worden met het kleinste
gemene veelvoud
O en H balans in de halfreacties:
➔ In een zuur midden wordt de balans juist gezet door te werken met H2O en H+
→ Voorbeeld:
ClO-/Cl- koppel in een zuur midden
➔ In een basisch midden wordt de balans juist gezet door te werken met H2O en H+ (zoals bij
zuur midden) en nadien alle protonen te vervangen door H2O + aan de andere kant OH- toe
te voegen
, Uitbalanceren van redoxreacties:
1. Schrijf de formule van de reagentia en reactieproducten uit
2. Bepaal de atomen die geoxideerd en gereduceerd worden → m.a.w. zoek de atomen die
veranderen van OG
3. Schrijf de oxidatie- en reductiehalfcelreactie uit
→ Zouten mogen gesplitst worden in ionen!
→ Schrijf de reactie alleen met het kation of anion dat verandert van OG
4. Doe de elektronenbalans:
Breng het aantal elektronen van elke soort op gelijk aantal links en rechts van het
vergelijkingsteken door de voorgetallen in te vullen
→ Begin met het atoom dat verandert van OG
5. Indien er een tekort is aan H- of O-atomen mag er in een zuur midden H+ of H2O toegevoegd
worden
→ Begin met het aanvullen van H2O
→ Zorg ervoor dat het aantal O- en H-atomen aan beide kanten hetzelfde is
6. Schrijf het aantal uitgewisselde elektronen in elke halfreactie
7. Controleer de ladingsbalans:
Kijk de halfreacties na op juistheid door na te gaan of het aantal ladingen links en rechts
van het vergelijkingsteken hetzelfde is
8. Schrijf de globale reactie uit door beide halfreacties op te tellen
9. Voeg indien nodig de weggelaten ionen terug toe (evenveel aan beide zijden van de reactie)
Voorbeelden:
2. Reductie en oxidatie
Bij reductie zal er een daling in het OG zijn
➔ Komt doordat er een opname is van elektronen → er worden negatieve deeltjes opgenomen
dus het OG zal dalen
➔ Bv. Zn2+ + 2e- ↔ Zn ---> van OG +II naar 0 (= een reductiehalfcelreactie)
→ Zn2+ = de oxidator
→ Zn = de reductor
Bij oxidatie zal er een stijging in het OG zijn
➔ Komt doordat er afgifte is van elektronen → er worden negatieve deeltjes afgestaan dus het
OG zal stijgen
➔ Bv. Cu ↔ Cu2+ + 2e- ---> van OG 0 naar +2 (= een oxidatiehalfreactie)
→ Cu = de reductor
→ Cu2+ = de oxidator
Een halfcelreactie = een reactie waarbij enkel elektronen worden opgenomen tussen een koppel
Een reductor of reductans = een elektronendonor = een chemische stof die in een chemische reactie
elektronen kan afstaan → wordt geoxideerd
➔ Een oxidator of oxidans = een stof die elektronen opneemt → wordt gereduceerd
3. Redoxreacties
Redoxreacties = reacties tussen atomen, moleculen en/of ionen waarbij elektronen worden
uitgewisseld
→ Reductie + oxidatie
Voorbeeld:
➔ Aantal opgenomen e- = aantal afgestane e-
→ De afgestane elektronen staan rechts
→ De opgenomen elektronen staan links
➔ #opgenomen e- ≠ #afgestane e-
→ 1 van de reacties vermenigvuldigt worden met het kleinste
gemene veelvoud
O en H balans in de halfreacties:
➔ In een zuur midden wordt de balans juist gezet door te werken met H2O en H+
→ Voorbeeld:
ClO-/Cl- koppel in een zuur midden
➔ In een basisch midden wordt de balans juist gezet door te werken met H2O en H+ (zoals bij
zuur midden) en nadien alle protonen te vervangen door H2O + aan de andere kant OH- toe
te voegen
, Uitbalanceren van redoxreacties:
1. Schrijf de formule van de reagentia en reactieproducten uit
2. Bepaal de atomen die geoxideerd en gereduceerd worden → m.a.w. zoek de atomen die
veranderen van OG
3. Schrijf de oxidatie- en reductiehalfcelreactie uit
→ Zouten mogen gesplitst worden in ionen!
→ Schrijf de reactie alleen met het kation of anion dat verandert van OG
4. Doe de elektronenbalans:
Breng het aantal elektronen van elke soort op gelijk aantal links en rechts van het
vergelijkingsteken door de voorgetallen in te vullen
→ Begin met het atoom dat verandert van OG
5. Indien er een tekort is aan H- of O-atomen mag er in een zuur midden H+ of H2O toegevoegd
worden
→ Begin met het aanvullen van H2O
→ Zorg ervoor dat het aantal O- en H-atomen aan beide kanten hetzelfde is
6. Schrijf het aantal uitgewisselde elektronen in elke halfreactie
7. Controleer de ladingsbalans:
Kijk de halfreacties na op juistheid door na te gaan of het aantal ladingen links en rechts
van het vergelijkingsteken hetzelfde is
8. Schrijf de globale reactie uit door beide halfreacties op te tellen
9. Voeg indien nodig de weggelaten ionen terug toe (evenveel aan beide zijden van de reactie)
Voorbeelden:
