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 elektronen 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
Halfreacties zelf opstellen
Zoek in tabel 48 de halfreactie van de reductie van permanganaationen
(MnO4-) tot mangaan(II)-ionen (Mn2+) op.
MnO4- + 8 H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O (l)
Hoe kom je hier op?
Het opstellen van een halfreactie gaat eveneens volgens een
stappenplan:
1. Bepaal de oxidatiegetallen van de atomen en schrijf de
elektronenoverdracht op.
2. Stel vast welk deeltje als oxidator en welk deeltje als reductor
optreedt.
3. Maak de ‘deeltjesbalans’ kloppend met H2O en H+ (aq).
Opgave sulfiet
4. Controleer de halfreactie.
Inleiding in de RedOx chemie
Oxidatiegetal
Het oxidatiegetal van een atoom is de theoretische lading die aan het atoom in
een verbinding toegekend kan worden. Hiervoor gelden de volgende regels.
1. Het oxidatiegetal van atomen en niet-ontleedbare stoffen, dus in elementaire
vorm is gelijk aan nul.
2. De som van de oxidatiegetallen van alle atomen in een deeltje (molekuul of
ion) of is gelijk aan de netto lading van het deeltje of de waarin die atomen
zitten.
3. Het oxidatiegetal van een metaalatoom in een verbinding is gelijk aan de
valentie van dat metaal.
4. Waterstof heeft in verbinding met andere niet-metalen oxidatiegetal 1+
5. Fluor heeft in alle verbindingen oxidatiegetal 1-.
6. Zuurstof heeft in alle verbindingen oxidatiegetal 2-.
7. Het oxidatiegetal van een van de overige niet-metalen kan meestal via de
reeks van electronegativiteit gevonden worden.
Inleiding in de RedOx chemie
Oxidatiegetal
Voorbeeld:
Wat zijn de oxidatiegetallen van de elementen in MnO4- en MnO2
MnO4-
: de O-atomen zijn elk 2-, samen 8netto lading van dit deeltje is 1-, dus heeft het mangaan
atoom oxidatiegetal 7+
MnO2
: de O-atomen zijn elk 2-, samen 4netto lading van dit deeltje is 0, dus heeft het mangaan
atoom hier oxidatiegetal 4+.
Mn2+
: oxidatiegetal is gewoon 2+.
Inleiding in de RedOx chemie
Halfreacties zelf opstellen
1. Bepaal de oxidatiegetallen van de atomen en schrijf de elektronenoverdracht
op.
7+
2-
2+
-
MnO4 (aq)

Mn2+ (aq)
5e-
2. Stel vast welk deeltje als oxidator en welk deeltje als reductor optreedt.
MnO4- (aq) + 5e- 
Mn2+ (aq)
oxidator
reductor
3. Maak de ‘deeltjesbalans’ kloppend met H2O en H+ (aq).
MnO4- (aq) + 5eMnO4- (aq) + 5e- + 8 H+ (aq)


Mn2+ (aq) + 4 H2O (l)
Mn2+ (aq) + 4 H2O (l)
4. Controleer de halfreactie.
Is het aantal atomen van elk soort voor en na de pijl gelijk?
Is de som van de elektrische ladingen voor en na de pijl gelijk?
Inleiding in de RedOx chemie
Halfreacties zelf opstellen
Probeer nu zelf de halfreactie van sulfiet (SO32-) tot sulfaat (SO42-) op te
stellen.
4+
2-
SO32- + H2O (l)
reductor
Voorbeeld
Uitleg opstellen halfreactie
6+

2-
SO42- + 2 H+ + 2eoxidator
Inleiding in de RedOx chemie
RedOx of niet?
Is de reactie tussen fosfortrichloride en chloor tot fosforpentachloride een
oxidatiereactie?
3+ -
0
PCl3 + Cl2
5+ -

PCl5
De lading (het oxidatiegetal) van het fosfor atoom stijgt van 3+ naar 5+.
Elk fosfor-atoom staat twee elektronen af. Er is sprake van elektronenoverdracht dus een redoxreactie.
of
Je ziet in de vergelijking dat het element chloor reageert, dus een
redoxreactie.
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