11 REDOXREACTIES
11.1 Elektronenoverdracht
Redoxreacties:
Je kent: Neerslagreactie, Zuurbase reactie
Redoxreactie: een reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt.
Donor/reductor: staat elektronen af
Acceptor/oxidator: neemt elektronen op
Opstellen van de reactievergelijkingen:
kijk eerst naar het deeltje dat de elektronen opneemt
Cu2+ Cu (s)
je maakt de ladingbalans van de reactie kloppend door toevoegen van elektronen.
Cu2+ + 2e- Cu (s)
Deze bovenstaande reactie is een halfreactie.
kijk nu naar het deeltje dat elektronen opneemt
Zn (s) Zn2+ + 2e-
Tel je de halfreacties op, dan krijg je de vergelijking van de redoxreactie, de totaalreactie.
Hierbij streep je de elektronen tegen elkaar weg.
Cu2+ (aq) + Zn(s) Cu (s) + Zn2+ (aq)
Heeft de ene halfreactie meer elektronen dan de ander, verdubbel dan tot beide een gelijk aantal
elektronen hebben om tegen elkaar weg te strepen.
Het herkennen van redoxreacties:
In een redoxreactie is altijd sprake van elektronenoverdracht. Er moeten deeltjes van lading zijn
verandert.
11.2 Redoxkoppels
De edelheid van metalen:
In de reactie tussen twee metalen verdwijnt het onedele metaal en ontstaat het edeler metaal.
Omgekeerd verloopt de reactie dus niet.
Geconjugeerde oxidator: het deeltje dat ontstaat na de reactie van een reductor
Geconjugeerde reductor: het deeltje dat ontstaat na de reactie van een oxidator
Redoxkoppel: de reductor en de oxidator samen (BINAS TABEL 48)
Standaardelektrodepotentiaal :
Hoe hoger de standaardelektrodepotentiaal van een metaal, hoe slechter het metaal als reductor
kan reageren, des te edeler het metaal.
Aflopende reactie ∆V0 = V0 (ox)- V0 (red) ≥ 0,3 V
Evenwichtsreactie -0,3 V < ∆V0 < 0,3 V
De reactie verloopt niet (k.n.) ∆V0 ≤ - 0,3 V
Oxidator of reductor:
Sommige deeltjes kunnen zowel als reductor als oxidator reageren. Hoe ze reageren hangt af van de
11.1 Elektronenoverdracht
Redoxreacties:
Je kent: Neerslagreactie, Zuurbase reactie
Redoxreactie: een reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt.
Donor/reductor: staat elektronen af
Acceptor/oxidator: neemt elektronen op
Opstellen van de reactievergelijkingen:
kijk eerst naar het deeltje dat de elektronen opneemt
Cu2+ Cu (s)
je maakt de ladingbalans van de reactie kloppend door toevoegen van elektronen.
Cu2+ + 2e- Cu (s)
Deze bovenstaande reactie is een halfreactie.
kijk nu naar het deeltje dat elektronen opneemt
Zn (s) Zn2+ + 2e-
Tel je de halfreacties op, dan krijg je de vergelijking van de redoxreactie, de totaalreactie.
Hierbij streep je de elektronen tegen elkaar weg.
Cu2+ (aq) + Zn(s) Cu (s) + Zn2+ (aq)
Heeft de ene halfreactie meer elektronen dan de ander, verdubbel dan tot beide een gelijk aantal
elektronen hebben om tegen elkaar weg te strepen.
Het herkennen van redoxreacties:
In een redoxreactie is altijd sprake van elektronenoverdracht. Er moeten deeltjes van lading zijn
verandert.
11.2 Redoxkoppels
De edelheid van metalen:
In de reactie tussen twee metalen verdwijnt het onedele metaal en ontstaat het edeler metaal.
Omgekeerd verloopt de reactie dus niet.
Geconjugeerde oxidator: het deeltje dat ontstaat na de reactie van een reductor
Geconjugeerde reductor: het deeltje dat ontstaat na de reactie van een oxidator
Redoxkoppel: de reductor en de oxidator samen (BINAS TABEL 48)
Standaardelektrodepotentiaal :
Hoe hoger de standaardelektrodepotentiaal van een metaal, hoe slechter het metaal als reductor
kan reageren, des te edeler het metaal.
Aflopende reactie ∆V0 = V0 (ox)- V0 (red) ≥ 0,3 V
Evenwichtsreactie -0,3 V < ∆V0 < 0,3 V
De reactie verloopt niet (k.n.) ∆V0 ≤ - 0,3 V
Oxidator of reductor:
Sommige deeltjes kunnen zowel als reductor als oxidator reageren. Hoe ze reageren hangt af van de
