Inleiding in de RedOx chemie

Inleiding in de RedOx chemie
Inleiding in de RedOx chemie
Even opfrissen:
Drie hoofdcategorieën stoffen:
Moleculaire stoffen:
Atoombinding in molecuul (sterk), Van der Waals binding tussen
moleculen (zwak), polaire/apolaire (atoom)bindingen, evt.
H-bruggen tussen moleculen enz.
Metalen:
Metaalbinding (zeer sterk), dus hoog smeltpunt, metaalrooster,
geleiding
Zouten:
Ionbinding (sterk), dus hoog smeltpunt, ionen, ionrooster
Inleiding in de RedOx chemie
“Verbranding” van staalwol
Reactievergelijking:
2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s)
metaal
moleculaire
stof
zout
Er ontstaan ionen (geladen deeltjes)! Wat moet er dan gebeurd zijn??
 IJzer heeft electronen afgestaan: Fe  Fe2+ + 2eHet ijzeratoom is dus een ijzerion geworden!
 Zuurstof heeft electronen opgenomen: O2 + 4e-  2 O2Het zuurstofmolecuul is gesplitst in twee zuurstofionen
Inleiding in de RedOx chemie
Deeltjes die elektronen opnemen zijn oxidatoren
Deeltjes die elektronen afstaan zijn reductoren
We bekijken nog eens de vorige reactievergelijking:
2 x 2e-
2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s)
staat e- af:
Reductor
neemt e- op:
Oxidator
Als bij een reactie elektronenoverdracht plaatsvindt spreken we
van een RedOxreactie!
Inleiding in de RedOx chemie
RedOx of niet?
Algemeen kun je stellen dat alle reacties waarbij de lading van een
deeltje verandert, redoxreacties zijn.
Verder zijn alle reacties waarbij elementen verdwijnen en/of ontstaan ook
redoxreacties. Soms zie je dat daarbij de lading verandert (bijvoorbeeld
bij het ontstaan van zouten). In andere gevallen gebeurt dat niet.
Inleiding in de RedOx chemie
Halfreacties
Elke RedOxreactie is op te splitsen in twee halfreacties.
Eén die het afstaan van elektronen weergeeft (reductor)
Eén die het opnemen van elekronen weergeeft (oxidator)
We bekijken weer ons voorbeeld:
2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s)
Halfreactie (Red)
Halfreactie (Ox)
Fe (s)
O2 (g) + 4e-


Fe2+ + 2e2 O2-
2x
1x
+
Totaal reactie
2 Fe (s) + O2 (g)

2 FeO (s)
Inleiding in de RedOx chemie
Redoxvergelijkingen opstellen
De notatie van de redoxvergelijkingen schrijven we in stappen op.
1. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet
H2O niet!)
2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of
reductor is.
3. Kies uit het rijtje de sterkste oxidator en de sterkste reductor.
4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan.
5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet
worden omgekeerd!
6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen
worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het
optellen tegen elkaar weggestreept.
In de totaalreactie (de eigenlijke redoxreactie) schrijven we tenslotte
de toestandsaanduidingen.
Inleiding in de RedOx chemie
Redoxvergelijkingen opstellen
We dompelen een staafje chroom in een oplossing van nikkelchloride.
1. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op.
(Vergeet H2O niet!)
Oplossing van nikkelchloride, dus aanwezig: Ni2+, Cl- en H2O
Staafje chroom: Cr
2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor
is.
ox:
Ni2+, H2O
Deeltjes kunnen zowel ox als red zijn!
red:
Cl-, Cr, H2O
3. Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor.
ox:
red:
Ni2+
Cr
Inleiding in de RedOx chemie
Redoxvergelijkingen opstellen
4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan.
Ni2+ staat links boven Cr ; de reactie kan verlopen
5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden
omgekeerd!
ox:
Ni2+ + 2e Ni
red:
Cr
 Cr3+ + 3e6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden
opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar
weggestreept.
x3
ox: Ni2+ + 2e Ni
red: Cr
 Cr3+ +
x2
3e3 Ni2+(aq) + 2 Cr(s)  3 Ni(s) + 2 Cr3+(aq)
Inleiding in de RedOx chemie
Redoxvergelijkingen opstellen
We schenken een waterstofperoxide-oplossing bij een aangezuurde
natriumjodide-oplossing.
1. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op.
(Vergeet H2O niet!)
Oplossing van waterstofperoxide, dus aanwezig: H2O2 en H2O
Aangezuurde natriumjodide-oplossing: H+, Na+, I-, H2O
2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor
is.
ox:
H2O2, H2O, Na+, H+, H2O2 + H+
Soms kom je een
red:
I-, H2O2, H2O
combinatie van deeltjes tegen!
3. Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor.
ox:
red:
H2O2 + H+
I-
Inleiding in de RedOx chemie
Redoxvergelijkingen opstellen
4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan.
H2O2 + H+ staat links boven I- ; de reactie kan verlopen
5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden
omgekeerd!
ox:
H2O2 + 2H+ + 2e-  2 H2O
red:
2I I2 + 2e6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden
opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar
weggestreept.
ox: H2O2 + 2H+ + 2ered: 2I-
 2 H2O
 I2 + 2e-
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2I-(aq)  2 H2O(l) + I2(s)
Inleiding in de RedOx chemie
Voor extra uitleg en oefenstof zie onderstaande
links:
Redox chemie: begrippen, uitleg en opgaven
Wetenschapsforum: vragen stellen over redox chemie
Inleiding in de RedOx chemie