Leerdoelen H9 – Redoxchemie
Hoofdstuk 8
§ Leerdoel Uitwerking
9.1 Je kunt beschrijven wat een reductor Een deeltje dat elektronen kan afstaan heet een reductor.
−¿ ¿
en wat een oxidator is. - K → K +¿+ e ¿
Een deeltje dat elektronen kan opnemen heet een oxidator.
−¿¿
- C l 2 +2 e−¿→ 2C l ¿
Je kunt aangeven dat bij redoxreacties In elke redoxreactie kun je onderscheid maken tussen het deeltje dat elektronen opneemt
elektronenoverdracht plaatsvindt. (oxidator) en het deeltje dat elektronen afstaat (reductor). Een oxidator kan alleen reageren
als een deeltje aanwezig is dat elektronen kan afstaan. Wanneer een deeltje als oxidator
reageert, ontstaat een deeltje dat weer als reductor kan reageren. Dit deeltje heet de
geconjugeerde reductor.
−¿→ K ¿
- K +¿+e ¿
−¿ ¿
- K → K +¿+ e ¿
+¿ ¿
We zeggen dat K en K bij elkaar horen, ze vormen een paar. Zo’n paar van een oxidator
en de bijbehorende reductor wordt een redoxkoppel genoemd.
Je kunt voorspellen of een deeltje een Binas tabel 48
reductor of een oxidator is.
9.2 Je kunt beschrijven wat een halfreactie Bij een redoxreactie reageert altijd een reductor die elektronen afgeeft met een oxidator die
is. de afgestane elektronen opneemt. Het is daarom mogelijk om een redoxreactie op te
splitsen in twee halfreacties: opname van elektronen door de oxidator en afstaan van
elektronen door de reductor. Een halfreactie is een reactie waarin elektronen voorkomen en
die samen met een andere halfreactie een totaalreactie geeft.
Voorbeeld: natrium met water
−¿+ H2 ( g)¿
OX: 2 H 2 O ( l )+ 2 e−¿ →2 O H ¿
−¿¿
RED: Na ( s ) → N a+¿+e ¿
Je kunt de vergelijking van een Stappenplan opstellen van een redoxreactie:
redoxreactie opstellen met behulp van 1. Deeltjesinventarisatie: noteer de deeltjes die voor de reactie aanwezig zijn. Noteer, als er
, +¿¿
halfreacties. sprake is van een aangezuurde oplossing, het H -ion. Noteer, als er sprake is van een
−¿¿
basische oplossing, het O H -ion.
2. Sterkste oxidator en sterkste reductor: zoek m.b.v. Binas tabel 48 de sterkste oxidator en
sterkste reductor.
3. Halfreacties: noteer de halfreacties uit Binas tabel 48 onder elkaar, eerst de ox dan de
red.
4. Verloopt de reactie spontaan? Noteer de standaardelektrodepotentialen van de
haflreacties en bereken ∆ U =U ox −U red .
5. Aantal elektronen gelijk: zorg dat de oxidator evenveel elektronen opneemt als dat de
reductor afstaat door elk van de halfreacties met de juiste factor te vermenigvuldigen.
Je kunt beschrijven dat het verschil in Niet alle redoxreacties verlopen even goed, dit is afhankelijk van de sterkte van de betrokken
standaardelektrodepotentiaal bepaalt oxidator en reductor. De sterkte van een oxidator en reductor wordt uitgedrukt in de
of een redoxreactie al dan niet standaardelektrodepotentiaal U 0 (Binas T48). Hoe groter het verschil in
verloopt. standaardelektrodepotentiaal tussen de oxidator en de reductor, ∆ U , hoe beter de reactie
zal verlopen.
∆ U ≤−0,3=geen reactie
−0,3< ∆ U <0,3=evenwichtsreactie
∆ U ≥ 0,3=aflopende reactie
Je kunt beschrijven wat corrosie en Corrosie: is het verwerven van materialen door een chemische reactie.
roesten inhoudt. Roesten: het aantasten van ijzer door water en zuurstof uit de lucht.
9.3 Je kunt aangeven dat in een Een batterij is ook wel een elektrochemische cel. Het principe van de elektrochemische cel
elektrochemische cel chemische berust op het feit dat de halfreacties van de oxidator en reductor plaatsvinden in twee
energie direct wordt omgezet in gescheiden compartimenten, ook wel halfcellen genoemd. Die halfcellen zijn met elkaar
elektrische energie. verbonden door middel van een koperen draad. De elektronen kunnen daardoor alleen via
de draad van de reductor naar de oxidator stromen. Wanneer de stroomkring gesloten is,
stromen elektronen door de draad: elektrische stroom.
Wanneer de halfreacties in twee gescheiden halfcellen plaatsvinden, zal ∆ U gelijk zijn aan de
bronspanning die de elektrochemische cel kan leveren. De bronspanning is de spanning die
door een spanningsbron, waarop niets is aangesloten, kan worden geleverd.
Hoofdstuk 8
§ Leerdoel Uitwerking
9.1 Je kunt beschrijven wat een reductor Een deeltje dat elektronen kan afstaan heet een reductor.
−¿ ¿
en wat een oxidator is. - K → K +¿+ e ¿
Een deeltje dat elektronen kan opnemen heet een oxidator.
−¿¿
- C l 2 +2 e−¿→ 2C l ¿
Je kunt aangeven dat bij redoxreacties In elke redoxreactie kun je onderscheid maken tussen het deeltje dat elektronen opneemt
elektronenoverdracht plaatsvindt. (oxidator) en het deeltje dat elektronen afstaat (reductor). Een oxidator kan alleen reageren
als een deeltje aanwezig is dat elektronen kan afstaan. Wanneer een deeltje als oxidator
reageert, ontstaat een deeltje dat weer als reductor kan reageren. Dit deeltje heet de
geconjugeerde reductor.
−¿→ K ¿
- K +¿+e ¿
−¿ ¿
- K → K +¿+ e ¿
+¿ ¿
We zeggen dat K en K bij elkaar horen, ze vormen een paar. Zo’n paar van een oxidator
en de bijbehorende reductor wordt een redoxkoppel genoemd.
Je kunt voorspellen of een deeltje een Binas tabel 48
reductor of een oxidator is.
9.2 Je kunt beschrijven wat een halfreactie Bij een redoxreactie reageert altijd een reductor die elektronen afgeeft met een oxidator die
is. de afgestane elektronen opneemt. Het is daarom mogelijk om een redoxreactie op te
splitsen in twee halfreacties: opname van elektronen door de oxidator en afstaan van
elektronen door de reductor. Een halfreactie is een reactie waarin elektronen voorkomen en
die samen met een andere halfreactie een totaalreactie geeft.
Voorbeeld: natrium met water
−¿+ H2 ( g)¿
OX: 2 H 2 O ( l )+ 2 e−¿ →2 O H ¿
−¿¿
RED: Na ( s ) → N a+¿+e ¿
Je kunt de vergelijking van een Stappenplan opstellen van een redoxreactie:
redoxreactie opstellen met behulp van 1. Deeltjesinventarisatie: noteer de deeltjes die voor de reactie aanwezig zijn. Noteer, als er
, +¿¿
halfreacties. sprake is van een aangezuurde oplossing, het H -ion. Noteer, als er sprake is van een
−¿¿
basische oplossing, het O H -ion.
2. Sterkste oxidator en sterkste reductor: zoek m.b.v. Binas tabel 48 de sterkste oxidator en
sterkste reductor.
3. Halfreacties: noteer de halfreacties uit Binas tabel 48 onder elkaar, eerst de ox dan de
red.
4. Verloopt de reactie spontaan? Noteer de standaardelektrodepotentialen van de
haflreacties en bereken ∆ U =U ox −U red .
5. Aantal elektronen gelijk: zorg dat de oxidator evenveel elektronen opneemt als dat de
reductor afstaat door elk van de halfreacties met de juiste factor te vermenigvuldigen.
Je kunt beschrijven dat het verschil in Niet alle redoxreacties verlopen even goed, dit is afhankelijk van de sterkte van de betrokken
standaardelektrodepotentiaal bepaalt oxidator en reductor. De sterkte van een oxidator en reductor wordt uitgedrukt in de
of een redoxreactie al dan niet standaardelektrodepotentiaal U 0 (Binas T48). Hoe groter het verschil in
verloopt. standaardelektrodepotentiaal tussen de oxidator en de reductor, ∆ U , hoe beter de reactie
zal verlopen.
∆ U ≤−0,3=geen reactie
−0,3< ∆ U <0,3=evenwichtsreactie
∆ U ≥ 0,3=aflopende reactie
Je kunt beschrijven wat corrosie en Corrosie: is het verwerven van materialen door een chemische reactie.
roesten inhoudt. Roesten: het aantasten van ijzer door water en zuurstof uit de lucht.
9.3 Je kunt aangeven dat in een Een batterij is ook wel een elektrochemische cel. Het principe van de elektrochemische cel
elektrochemische cel chemische berust op het feit dat de halfreacties van de oxidator en reductor plaatsvinden in twee
energie direct wordt omgezet in gescheiden compartimenten, ook wel halfcellen genoemd. Die halfcellen zijn met elkaar
elektrische energie. verbonden door middel van een koperen draad. De elektronen kunnen daardoor alleen via
de draad van de reductor naar de oxidator stromen. Wanneer de stroomkring gesloten is,
stromen elektronen door de draad: elektrische stroom.
Wanneer de halfreacties in twee gescheiden halfcellen plaatsvinden, zal ∆ U gelijk zijn aan de
bronspanning die de elektrochemische cel kan leveren. De bronspanning is de spanning die
door een spanningsbron, waarop niets is aangesloten, kan worden geleverd.
