Elektrochemische analysemethode
Les 1
Redoxreactie is een reactie waarbij elektronenuitwisseling de hoofdrol. Hierbij vindt reductie en
oxidatie plaats. In deze reactie veranderen de oxidatiegetallen.
Oxidatiegetal is het getal dat aangeeft hoeveel elektronen het element (door een verbinding met
andere elementen aan te gaan) heeft gewonnen of verloren ten opzichte van het element in atomaire
vorm.
Regels voor notatie van oxidatiegetal en voor lading van ionen:
• Oxidatiegetal: eerst het teken dan de waarde
o Voorbeeld oxidatiegetal van O is -2 (min 2)
• Lading: eerst de waarde dan het teken
o Voorbeeld lading van een zuurstof-ion is 2-: O2-
Basisregels voor oxidatiegetallen:
• In een elementaire stof waarbij het element niet is gecombineerd met een ander element is
gelijk aan nul
o Voorbeeld: Al in metallische vorm, O2, S8
• De som van de oxidatiegetallen in een deeltje is gelijk aan de totale lading van het deeltje
o Voorbeeld: SO42- is de som van het oxidatiegetal van S en vier keer het oxidatiegetal
van O, is gelijk aan -2. De som van de oxidatiegetallen in een neutrale stof is nul.
Aanvullende regels voor oxidatiegetallen:
• Het oxidatiegetal van fluor (F) is -1 in alle verbindingen (maar uiteraard, volgens regel 1, nul in
F2)
• Het oxidatiegetal van Cl, Br, I, At (groep 17 ps) is meestal -1
• Het oxidatiegetal van zuurstof is -2 in vrijwel alle verbindingen, en volgens regel 1 in O2 en O3
(ozon) gelijk aan 0.
• Het oxidatiegetal van waterstof is +1 wanneer in combinatie met niet-metalen en in
combinatie met metalen -1
• Het oxidatiegetal van alkalimetalen in een verbinding is +1, hoofdgroep 1
• Het oxidatiegetal van aardalkalimetalen in een verbinding is +2, hoofdgroep 2
• Het oxidatiegetal van aluminium in een verbinding is +3, hoofdgroep 3
• Het oxidatiegetal van d- of f-blokmetaal of in een verbinding is positief
In een verbinding, welk element verliest elektronen (en wordt +), welk element wint (en wordt -)?
, Wordt bepaald door elektronegativiteitsverschil. Het element met de hoogste elektronegativiteit in
de verbinding bepaald.
Elektronegativiteit: de aantrekkingskracht van een atoom voor de eigen elektronen in de buitenste
schil.
Redox is waarbij oxidatiegetallen veranderen.
De stof waarin het element bevindt waarvan het oxidatiegetal daalt, wordt gereduceerd. Dit is de
oxidator, omdat ie zorgt dat de ander wordt geoxideerd (neemt elektronen op). De stof waarin zich
het element zich bevindt waarvan het oxidatiegetal stijgt, wordt geoxideerd. Dit is de reductor,
omdat ie zorgt dat de ander wordt gereduceerd (staat elektronen af).
Belangrijke opmerkingen
1. Als er reductie is dan moet er ook oxidatie zijn. Processen komen niet los voor
2. Als er een stof is die als reductor optreedt is er ook een stof die als oxidator optreedt. En als
die twee stoffen hetzelfde zijn is er sprake van autoredox-reactie, bijvoorbeeld
H2O2+H2O2→2H2O +O2
3. Stoffen die in een redoxreactie geen veranderend oxidatiegetal(len) hebben, zijn
(noodzakelijke) hulpstoffen.
Les 2
In een halfreactie mag slechts een element voorkomen waarvan het oxidatiegetal veranderd.
Vier stappen kloppend maken halfreactie:
1. Maak alle elementen behalve waterstof en zuurstof kloppend
2. Maak zuurstof kloppend door water toe te voegen aan de vergelijking
3. Maak waterstof kloppend door H+ toe te voegen aan de vergelijking
4. Maak de totale lading links en rechts gelijk door elektronen toe te voegen
5. Pas indien nodig het milieu aan
Als de reactie plaats vind in een watervrij milieu staat er aan de linkerzijde geen water en geen losse
ionen, bijv. Na+(aq). Wel water of losse ionen, dan kan de reactie niet in een watervrij milieu
verlopen.
Voorbeelden redoxtitraties:
• Pharma
o Hoeveelheid medicijn in tablet
o Hoeveelheid water na vriesdrogen (Karl-Fisher titratie)
• Milieu
o Hoeveelheid zuurstof opgelost in water
• Food
o Hoeveelheid vitamine C
De reactie is geschikt voor titratietoepassingen, wanneer:
• De reactie aflopen is
o De reactie mag geen evenwichtsreactie zijn
Les 1
Redoxreactie is een reactie waarbij elektronenuitwisseling de hoofdrol. Hierbij vindt reductie en
oxidatie plaats. In deze reactie veranderen de oxidatiegetallen.
Oxidatiegetal is het getal dat aangeeft hoeveel elektronen het element (door een verbinding met
andere elementen aan te gaan) heeft gewonnen of verloren ten opzichte van het element in atomaire
vorm.
Regels voor notatie van oxidatiegetal en voor lading van ionen:
• Oxidatiegetal: eerst het teken dan de waarde
o Voorbeeld oxidatiegetal van O is -2 (min 2)
• Lading: eerst de waarde dan het teken
o Voorbeeld lading van een zuurstof-ion is 2-: O2-
Basisregels voor oxidatiegetallen:
• In een elementaire stof waarbij het element niet is gecombineerd met een ander element is
gelijk aan nul
o Voorbeeld: Al in metallische vorm, O2, S8
• De som van de oxidatiegetallen in een deeltje is gelijk aan de totale lading van het deeltje
o Voorbeeld: SO42- is de som van het oxidatiegetal van S en vier keer het oxidatiegetal
van O, is gelijk aan -2. De som van de oxidatiegetallen in een neutrale stof is nul.
Aanvullende regels voor oxidatiegetallen:
• Het oxidatiegetal van fluor (F) is -1 in alle verbindingen (maar uiteraard, volgens regel 1, nul in
F2)
• Het oxidatiegetal van Cl, Br, I, At (groep 17 ps) is meestal -1
• Het oxidatiegetal van zuurstof is -2 in vrijwel alle verbindingen, en volgens regel 1 in O2 en O3
(ozon) gelijk aan 0.
• Het oxidatiegetal van waterstof is +1 wanneer in combinatie met niet-metalen en in
combinatie met metalen -1
• Het oxidatiegetal van alkalimetalen in een verbinding is +1, hoofdgroep 1
• Het oxidatiegetal van aardalkalimetalen in een verbinding is +2, hoofdgroep 2
• Het oxidatiegetal van aluminium in een verbinding is +3, hoofdgroep 3
• Het oxidatiegetal van d- of f-blokmetaal of in een verbinding is positief
In een verbinding, welk element verliest elektronen (en wordt +), welk element wint (en wordt -)?
, Wordt bepaald door elektronegativiteitsverschil. Het element met de hoogste elektronegativiteit in
de verbinding bepaald.
Elektronegativiteit: de aantrekkingskracht van een atoom voor de eigen elektronen in de buitenste
schil.
Redox is waarbij oxidatiegetallen veranderen.
De stof waarin het element bevindt waarvan het oxidatiegetal daalt, wordt gereduceerd. Dit is de
oxidator, omdat ie zorgt dat de ander wordt geoxideerd (neemt elektronen op). De stof waarin zich
het element zich bevindt waarvan het oxidatiegetal stijgt, wordt geoxideerd. Dit is de reductor,
omdat ie zorgt dat de ander wordt gereduceerd (staat elektronen af).
Belangrijke opmerkingen
1. Als er reductie is dan moet er ook oxidatie zijn. Processen komen niet los voor
2. Als er een stof is die als reductor optreedt is er ook een stof die als oxidator optreedt. En als
die twee stoffen hetzelfde zijn is er sprake van autoredox-reactie, bijvoorbeeld
H2O2+H2O2→2H2O +O2
3. Stoffen die in een redoxreactie geen veranderend oxidatiegetal(len) hebben, zijn
(noodzakelijke) hulpstoffen.
Les 2
In een halfreactie mag slechts een element voorkomen waarvan het oxidatiegetal veranderd.
Vier stappen kloppend maken halfreactie:
1. Maak alle elementen behalve waterstof en zuurstof kloppend
2. Maak zuurstof kloppend door water toe te voegen aan de vergelijking
3. Maak waterstof kloppend door H+ toe te voegen aan de vergelijking
4. Maak de totale lading links en rechts gelijk door elektronen toe te voegen
5. Pas indien nodig het milieu aan
Als de reactie plaats vind in een watervrij milieu staat er aan de linkerzijde geen water en geen losse
ionen, bijv. Na+(aq). Wel water of losse ionen, dan kan de reactie niet in een watervrij milieu
verlopen.
Voorbeelden redoxtitraties:
• Pharma
o Hoeveelheid medicijn in tablet
o Hoeveelheid water na vriesdrogen (Karl-Fisher titratie)
• Milieu
o Hoeveelheid zuurstof opgelost in water
• Food
o Hoeveelheid vitamine C
De reactie is geschikt voor titratietoepassingen, wanneer:
• De reactie aflopen is
o De reactie mag geen evenwichtsreactie zijn
