Redox Reacties H9
Paragraaf 1 “Elektronen overdracht”
Zuur-Base Redox
H+ overdracht Elektronen overdracht
Zuur (staat H+ af) Reductor (staat e af)
Base (neemt H+ op) Oxidator (neemt e op)
Tabel 49 Tabel 48
Geconjugeerde base Geconjugeerde oxidator
Geconjugeerd zuur Geconjugeerde reductor
- Reductor: staat elektronen af -> want bv bij metalen, deze kunnen hun valentie elektronen
helemaal los laten.
- Oxidator: deze afgestane elektronen worden opgenomen door een oxidator -> zoals bv een
halogeen, die hierdoor edelgasconfiguratie bereikt.
-> Deze twee verschijnsels van het afstaan van e door een reductor, en het opnemen van
e door een oxidator heeft als drijvende kracht de edelgasconfiguratie. Wanneer een
stof edelgasconfiguratie bereikt wint het atoom stabiliteit.
Om de edelgasconfiguratie te bereiken moeten sommige atomen een e afstaan
(reductoren) en sommige atomen een e opnemen (oxidatoren).
- Wanneer een deeltje als oxidator reageert, ontstaat er weer een deeltje wat als reductor kan
reageren -> geconjugeerde reductor. Deze twee stoffen noem je dan een redoxkoppel.
- Metalen zijn een goed voorbeeld voor reductoren: edelmetaal -> zwakke reductoren
on-edelmetaal -> sterke reductoren
Metaalionen kunnen optreden als oxidator: edelmetaal -> sterke oxidator
on-edelmetaal -> zwakke reductor
Hieruit kun je opmaken dat als iets een sterke reductor is, het een zwakke geconjugeerde
oxidator heeft en andersom.
- Een sterke oxidator wint veel stabiliteit bij het opnemen van een elektron. -> halogenen zijn
sterke oxidatoren. Maar ook stoffen zoals water en zuurstof kunnen als oxidator reageren.
- Halogeen -> element uit 7e groep periodiek systeem. (overeenkomst tussen stoffen uit zevende
reeks = buitenste elektronenschil, deze bevat 7 elektronen, dus nog opnemen).
, - Bij een redoxreactie worden elektronen overgedragen van de reductor naar de oxidator.
-> Je herkent een redoxreactie dus aan het veranderen van lading een stof!
Elke stof heeft een eigen lading, alleen ionen van zout hebben een lading, de rest is neutraal.
Ook een zout in het geheel is neutraal.
Soort stof Lading
1) metaal Neutrale metaal ionen
2) moleculaire stof Neutrale niet-metaal ionen
3) zout Bevat geladen ionen, in het geheel neutraal
-> 3 soorten stoffen, belangrijk voor redox reacite, om te zien waar e heengaat.
Redoxreactie 2Cu (s) + O2 (g) -> 2CuO (s)
Soort stof Metaal Moleculaire stof Zout (bestaat uit
geladen ionen!)
Lading Neutraal Neutraal 2Cu 2+ O2 2-
• Koper voor de pijl: na de pijl:
neutraal -> 2+
2 elektronen afgestaan = REDUCTOR
• Zuurstof voor de pijl: na de pijl:
Neutraal -> 2-
2 elektronen opgenomen = OXIDATOR
- Let op!: soms reageren meerdere deeltjes samen als reductor of oxidator!
H+ (aangezuurd) in het spel, deze zit meestal bij de oxidator.
, Paragraaf 2 “Redoxreacties opstellen”
- Je kunt een redoxreactie als ware opsplitsen in twee halfreacties:
1) Een reactie waarin de reductor elektronen afgeeft;
2) Een reactie waarin de oxidator de elektronen opneemt.
-> deze twee reacties tel je op, aan de hand van hoeveel elektronen elke halfreactie bevat,
maak je een verhouding op.
- In binas tabel 48 kun je veel halfreacties terug vinden gerangschikt op sterkte.
- H3O+ wordt bij redoxreacties aangegeven als H+, let hier op wanneer je een “aangezuurde”
Stap 1: Notatie stoffen • Zouten (vast of in oplossing) -> noteer losse ionen. KMnO4- oplossing met Na2SO3. 2x
• Let op oplossingen: een zout dus losse ionen noteren,
Bij aangezuurde oplossing, voeg deeltje H+ toe.
Noteer bij een basische oplossing OH-.
Vergeet H2O niet, indien aanwezig!
Stap 2: Deeltjesinventaris Maak een deeltjesinventarisatie. K+, MnO4-, H2O, SO32-, Na+
Stap 3: Sterkte Schrijf de sterkte reductor en sterkste oxidator op. • Sterkste reductor: SO32- + H2O
• Sterkste oxidator: MnO4- + H2O
Stap 4: Halfreacties Noteer de twee halfreacties (B48) van de sterkste SO32- + H2O -> SO42- + 2H+ + 2e
reductor en de sterkste oxidator. Beginstoffen links! MnO4- + 2H2O + 3e
Stap 5: Zorg dat de reductor evenveel elektronen afstaat, als SO32- + H2O -> SO42- + 2H+ + 2e
Elektronenverhouding worden opgenomen door de oxidator. Vermenigvuldig de x3
halfreacties als dit nog niet het geval is tot het wel
kloppend is. MnO4- + 2H2O + 3e
x2
Stap 6: Optellen Tel de halfreacties bij elkaar op. 2MnO4- + 7H2O + 3SO32- ----->
2MnO4 + 2OH- + 6H2O + 3SO42-
Stap 7: Wegstrepen Streep deeltjes die zowel vóór als ná de pijl voorkomen. 2MnO4- + 7H2O + 3SO32- ----->
2MnO4 + 2OH- + 6H2O + 3SO42-
Stap 8: Checken Controleer of er evenveel lading is aan beide kanten van 3- lading voor de pijl, 3- lading na
de pijl en of de atoombalans in orde is. de pijl.
Atoombalans?
oplossing hebt.
-> sterkste reductor reageert altijd met de sterkste oxidator!
- Sommige redoxreacties verlopen heftiger dan andere, dit heeft te maken met de sterkte van de
reductor en de oxidator. -> Standaard elektrodepotentiaal: de sterkte van een reductor of
oxidator (Vo)
• Standaard elektrodepotentialen gelden bij T=298 K en p=p0 en een concentratie van 1,0 M voor
oplossingen
Oxidator is: Vo = hoog -> sterker
Vo = laag -> zwakker
Vox - Vred > 0,3 V = aflopend.
Reductor is: Vo = hoog -> zwakker -0,3 V < Vox - Vred < 0,3 V = evenwicht.
Vo = laag -> sterker Vox-Vred < -0,3 V = reactie verloopt niet.
