REDOXREACTIES
1. Definitie
- In een redoxreactie worden e- uitgewisseld OG in bepaalde bindingen verandert
- 2 halfreacties
❖ 1 reactie geeft e- af: oxidatie
▪ OG van het atoom stijgt
❖ 1 reactie neemt de e- op: reductie
▪ OG van het atoom daalt
- Equivalentiegetal = aantal uitgewisselde e-
Zn2+ + 2 e- ↔ Zn
Cu ↔ Cu2+ + 2 e-
Zn2+ + Cu Zn + Cu2+
2. Redoxreactie uitbalanceren
1. Zoek atomen die veranderen van OG
2. Schrijf de halfreacties
❖ Netto-ionair: enkel de atomen die oxideren of reduceren
❖ Schrijf in elke reactie het aantal uitgewisselde e-
❖ Schrijf de halfreacties altijd met ↔ en niet met
3. Balanceer elke halfreactie afzonderlijk uit, zodat het aantal atomen overeenkomt
4. Laat O-moleculen wegreageren tot water met de ionen in het milieu
❖ Zuur milieu: H+-ionen vormen H2O
❖ Basisch milieu: OH—ionen vormen H2O
5. Controleer of alle ladingen voor en achter ↔ overeen komen
6. Neem het kleinste gemeen veelvoud van het aantal e- in elke halfreactie en
vermenigvuldig een volledige reactie waar nodig
7. Tel de halfreacties op zonder de e- en schrap overeenkomstige moleculen
❖ Let op: gebruik nu wel
Fe(NO3)2 KMnO4 Mn2+ Fe3+
Fe2+ + 2 NO3- K+ + MnO4- +II +III
+II -I +I -I
(Fe2+ ↔ Fe3+ + 1 e-) x5
MnO4- + 5 e- + 8H+ ↔ Mn2+ + 4 H2O
5 Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
, DE INTRA-MOLECULAIRE BINDING
- Vorming van moleculen intra-moleculaire krachten
❖ Zo laag mogelijke E-toestand
❖ Stabiele e—configuratie octetstructuur
1. Ionaire binding
1.1. De aard van de ionaire binding
- Binding tss kation en anion (elektrostatische aantrekkingskracht)
- Vorming kristalrooster
- Afgeven of opnemen van e- helpt bij bereiken van octetstructuur
❖ Ia ns1 (n-1)s2(n-1)p6 1+
❖ IIa ns 2
(n-1)s2(n-1)p6 2+
❖ IIIa ns np (n-1)s (n-1)p
2 1 2 6
3+
❖ Via ns np ns np
2 4 2 6
2-
❖ VIIa ns2np5 ns2np6 1-
- Hoe groter de lading, hoe groter de aantrekking roosterenergie
❖ Exotherm
❖ Bepaalt de energie-inhoud van de ionaire verbinding
𝑞1∗ 𝑞2
❖ RE = k( )
𝑟
1.2. De vorming van een ionaire binding
- Binding tussen metaal en niet-metaal hoge ENW met lage ENW
- Voorwaarde: ∆ENW ≥ 1,7
NaCl
Elektron van Na wordt aangetrokken door Cl (hogere ENW) elektronenoverdracht
2. Covalente binding
2.1. De aard van de covalente binding
- Binding tss 2 of meerdere niet-metalen
- 1 of meerdere elektronenparen worden gedeeld door de verschillende atomen
❖ Geen elektronenoverdracht
❖ Geen vorming van ionen
❖ Geen roostervorming
- Voorwaarde: ∆ENW ≤ 1,7
2.2. Homonucleaire covalente binding
- Binding tss twee identieke niet-metalen
- ∆ENW = 0
- Gemeenschappelijk elektronenpaar zit mooi in het midden zuiver covalente binding
Cl2
, 2.3. Heteronucleaire covalente binding
- Binding tss niet-metalen van verschillende soort
- 1 atoom zal de binding harder naar zich toe trekken
❖ Gebruik van partiële ladingen ≠ effectieve ladingen
▪ δ+ en δ- wijst enkel op elektronenverschuiving, geen overdracht
2.4. Opstellen van de Lewisstructuur
- Geeft de bindingstoestand in covalente bindingen weer
❖ Atomen worden weergegeven als hun symbool
❖ Ze zijn omringd met hun valentie-elektronen
▪ Puntje voor vrij elektron
▪ Streepje voor doublet
❖ Bindingen worden voorgesteld met een streepje
1. Maak de som van alle effectieve v.e- in de verbinding
❖ Indien de binding een positieve lading draagt: lading aftrekken
❖ Indien de binding een negatieve lading draagt: lading optellen
2. Maak de som van de v.e- die elk atoom zou moeten hebben voor het behalen van de
octetstructuur
3. Maak het verschil tss 2. en 1. geeft voor elk atoom het tekort aan e- aan
4. Deel het aantal e- uit 3. door 2 geeft het aantal te bekomen bindingen aan
5. Teken het skelet van de binding met het aantal bindingen berekend in 4.
❖ H en halogenen gaan maar 1 binding aan en worden altijd aan het uiteinde geplaatst
6. Plaats de overige v.e- rond de atomen
7. Controleer of het aantal v.e- uit 1. overeenkomt jou structuur
8. Indien er ook een lading is, plaats je de volledige structuur tussen vierkante haken met
de lading erboven
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur dragonsepp97. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €10,49. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
