VWO 5
Samenvatting
Chemie Overal Scheikunde:
Hoofdstuk 11; Redox
Judith Vuijst
CSVVG Vincent van Gogh
, SCHEIKUNDE SAMENVATTING HS 11: REDOX
§11.2 REACTIES MET ELEKTRONENOVERDRACHT
Redoxreactie: reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt.
Bij redox schrijf je H+ ipv H3O+.
2+ ¿+ H ¿
Mg+ 2 H +¿ → M g
2
¿.
REDOXREACTIES
Bij een redoxreactie is er een reactie tussen een oxidator en reductor.
Oxidator: neemt elektronen op
Reductor: staat elektronen af
Een redoxreactie bestaat uit 2 halfreacties: Eén vd oxidator en één vd reductor. Het optellen vd twee halfreacties geeft de totaalreactie.
Totaalreactie: hierin komen geen elektronen voor.
Vergelijking is kloppend als naast de deeltjes ook de ladingen vóór en na de pijl gelijk zijn.
Vb: Je voegt aan koper(II)sulfaat een stukje zink toe. Vb: Je voegt aan een oplossing
zilvernitraat koper toe.
Ag+ + e- Ag(2x)
Cu Cu2+ + 2e- +
1. Cu2+ + 2e- Cu 2Ag+ + Cu 2Ag + Cu2+
2. Zn Zn2+ + 2e- +
3. Cu2+ + Zn Cu + Zn2+
*Voor de pijl heeft Cu2+ een lading van 2+ en na de pijl is Cu neutraal: redoxreactie
HET HERKENNEN VAN REDOXREACTIES
Je kunt een redoxreactie herkennen door naar de deeltjes te kijken die vóór en na de reactie aanwezig zijn. Soms is het lastig te zien:
NaCl Na+ + Cl-
Vóór de pijl zijn geen ladingen, na de pijl wel, maar NaCl is een zout.
Vóór de pijl vormen de ionen een ionenrooster en na de pijl zijn het losse ionen,
gehydrateerd door watermoleculen. De vergelijking is dus een oplosvergelijking. Vb: Je voegt aan een oplossing
zilvernitraat, koper toe.
2Na + Cl2 2 NaCl 2Na 2Na+ + 2e-
Vóór de pijl is Na neutraal, na de pijl zijn er Na +-ionen; net zoals Cl2. Cl2 + 2e- 2Cl- +
2Na + Cl2 2NaCl
§11.3 REDOXKOPPELS
Alle metalen: reductoren, ze vormen positieve ionen en staan elektronen af (zink, koper, zilver).
Onedel metaal: reageert makkelijk met andere stoffen: sterke reductor (rechts onderaan tabel48)
Edel metaal: reageert niet makkelijk met andere stoffen: zwakke reductor (links middenin tabel48)
De positieve ionen van zink, koper en zilver zijn oxidatoren.
Het Ag-atoom is de geconjugeerde reductor van het Ag+-ion
Redoxkoppel: een bij elkaar horend oxidator-reductorpaar; Ag en Ag +.
STANDAARDELEKTRODEPOTENTIAAL
Een redoxreactie:
Elk redoxkoppel heeft een standaardelektrodepotentiaal V0. Is aflopend als: ΔV0 ≥ 0,3V
Hoe hoger de waarde van V0, hoe sterker de oxidator Is een evenwicht als: -0,3V < ΔV0 < 0,3V
Hoe lager de waarde van V0, hoe sterker de reductor. Verloopt niet als: ΔV0 ≤ -0,3V
OXIDATOR OF REDUCTOR
Als een deeltje zowel oxidator als reductor is, hangt het vd andere deeltjes ih mengsel af wat er gebeurt.
Sn2+ kan reageren als oxidator en reductor; is er een sterke oxidator ih mengsel aanwezig, dan zal Sn 2+ als reductor reageren.
STAPPENPLAN
1. Inventariseer welke deeltjes er zijn.
Vb: je plaatst een staafje kobalt in een oplossing
2. Welk deeltje is oxidator en welke reductor? koper(II)chloride.
3. Wat is de sterkste oxidator en wat is de sterkste reductor? 1. Co, Cu2+, Cl-, H2O5. Cu2+ + 2e- Cu
4. Verloopt de reactie? 2. Co Co2++ 2e- +
5. Stel de halfreacties en de totaalreacties op. Cu2+ + Co Cu + Co2+
3. Cu2+ en Co
4. Vox – Vred = 0,34 – (-0,28) = 0,62V
Samenvatting
Chemie Overal Scheikunde:
Hoofdstuk 11; Redox
Judith Vuijst
CSVVG Vincent van Gogh
, SCHEIKUNDE SAMENVATTING HS 11: REDOX
§11.2 REACTIES MET ELEKTRONENOVERDRACHT
Redoxreactie: reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt.
Bij redox schrijf je H+ ipv H3O+.
2+ ¿+ H ¿
Mg+ 2 H +¿ → M g
2
¿.
REDOXREACTIES
Bij een redoxreactie is er een reactie tussen een oxidator en reductor.
Oxidator: neemt elektronen op
Reductor: staat elektronen af
Een redoxreactie bestaat uit 2 halfreacties: Eén vd oxidator en één vd reductor. Het optellen vd twee halfreacties geeft de totaalreactie.
Totaalreactie: hierin komen geen elektronen voor.
Vergelijking is kloppend als naast de deeltjes ook de ladingen vóór en na de pijl gelijk zijn.
Vb: Je voegt aan koper(II)sulfaat een stukje zink toe. Vb: Je voegt aan een oplossing
zilvernitraat koper toe.
Ag+ + e- Ag(2x)
Cu Cu2+ + 2e- +
1. Cu2+ + 2e- Cu 2Ag+ + Cu 2Ag + Cu2+
2. Zn Zn2+ + 2e- +
3. Cu2+ + Zn Cu + Zn2+
*Voor de pijl heeft Cu2+ een lading van 2+ en na de pijl is Cu neutraal: redoxreactie
HET HERKENNEN VAN REDOXREACTIES
Je kunt een redoxreactie herkennen door naar de deeltjes te kijken die vóór en na de reactie aanwezig zijn. Soms is het lastig te zien:
NaCl Na+ + Cl-
Vóór de pijl zijn geen ladingen, na de pijl wel, maar NaCl is een zout.
Vóór de pijl vormen de ionen een ionenrooster en na de pijl zijn het losse ionen,
gehydrateerd door watermoleculen. De vergelijking is dus een oplosvergelijking. Vb: Je voegt aan een oplossing
zilvernitraat, koper toe.
2Na + Cl2 2 NaCl 2Na 2Na+ + 2e-
Vóór de pijl is Na neutraal, na de pijl zijn er Na +-ionen; net zoals Cl2. Cl2 + 2e- 2Cl- +
2Na + Cl2 2NaCl
§11.3 REDOXKOPPELS
Alle metalen: reductoren, ze vormen positieve ionen en staan elektronen af (zink, koper, zilver).
Onedel metaal: reageert makkelijk met andere stoffen: sterke reductor (rechts onderaan tabel48)
Edel metaal: reageert niet makkelijk met andere stoffen: zwakke reductor (links middenin tabel48)
De positieve ionen van zink, koper en zilver zijn oxidatoren.
Het Ag-atoom is de geconjugeerde reductor van het Ag+-ion
Redoxkoppel: een bij elkaar horend oxidator-reductorpaar; Ag en Ag +.
STANDAARDELEKTRODEPOTENTIAAL
Een redoxreactie:
Elk redoxkoppel heeft een standaardelektrodepotentiaal V0. Is aflopend als: ΔV0 ≥ 0,3V
Hoe hoger de waarde van V0, hoe sterker de oxidator Is een evenwicht als: -0,3V < ΔV0 < 0,3V
Hoe lager de waarde van V0, hoe sterker de reductor. Verloopt niet als: ΔV0 ≤ -0,3V
OXIDATOR OF REDUCTOR
Als een deeltje zowel oxidator als reductor is, hangt het vd andere deeltjes ih mengsel af wat er gebeurt.
Sn2+ kan reageren als oxidator en reductor; is er een sterke oxidator ih mengsel aanwezig, dan zal Sn 2+ als reductor reageren.
STAPPENPLAN
1. Inventariseer welke deeltjes er zijn.
Vb: je plaatst een staafje kobalt in een oplossing
2. Welk deeltje is oxidator en welke reductor? koper(II)chloride.
3. Wat is de sterkste oxidator en wat is de sterkste reductor? 1. Co, Cu2+, Cl-, H2O5. Cu2+ + 2e- Cu
4. Verloopt de reactie? 2. Co Co2++ 2e- +
5. Stel de halfreacties en de totaalreacties op. Cu2+ + Co Cu + Co2+
3. Cu2+ en Co
4. Vox – Vred = 0,34 – (-0,28) = 0,62V
