Scheikunde

5. Redoxreacties

Gegeven door:
Henk de Beuker
Beschrijving Begrippen

Hoi, leuk dat je weer kijkt. In deze video met uitleg voor scheikunde gaan we het hebben over redoxreacties en tabel 48. 

Reductor

Een molecuul, atoom of ion dat een elektron (of meerdere) afstaat

Oxidator

Een molecuul, atoom of ion dat een elektron (of meerdere) opneemt

Redoxreactie

Een reactie waarbij een reductor een (of meerdere) afstaat aan een oxidator

Halfreactie

De losse reactie van een reductor of oxidator (samen vormt dit de volledige redoxreactie)

Geconjugeerde reductor

Het reactieproduct van een oxidator kan ook weer reageren als reductor, en dat is de geconjugeerde reductor

Geconjugeerde oxidator

Het reactieproduct van een reductor kan ook weer reageren als oxidator, en dat is de geconjugeerde oxidator

Standaardelektrodepotentiaal

De neiging van een deeltje om elektronen op te nemen ( reductie) of elektronen af te staan (oxidatie)

Aflopende reactie

Een reactie waarbij alle beginproducten worden omgezet tot reactieproduct

Evenwichtsreactie

Een reactie waarbij niet alle beginproducten worden omgezet tot reactieproduct

B1. Chemische processen

B2. Chemisch rekenen

B3. Energieberekeningen

B4. Reactiekinetiek

B5. Behoudswetten en kringlopen

B6. Classificatie van reacties

Samenvatting voor scheikunde - Redoxreacties 


Wat betekent redox?

Redox is een belangrijk thema in de scheikunde. Het woord redox is een samenvoeging van de woorden reductor en oxidator. Een reductor is een molecuul, atoom of ion dat een elektron (of meerdere) afstaat. Een oxidator is dan juist een molecuul, atoom of ion dat een elektron (of meerdere) opneemt. Waar het bij zuur-base reacties dus gaat over een proton, zijnde een H+ ion, gaat het bij redoxreacties om een elektron dat overgedragen wordt. De reductor is dus logischerwijs de donor van het elektron, en de oxidator is de acceptor van het elektron. 


Halfreacties en reactievergelijkingen

We hebben enerzijds dus een stof die functioneert als reductor en elektronen afgeeft, waarna een stof overblijft met minder elektronen, en dus een positievere lading, en anderzijds een oxidator die elektronen opneemt, waarna een stof overblijft met meer elektronen en een negatievere lading. 


We kunnen de reactie voor de reductor en de oxidator los van elkaar opschrijven. Dit noemen we halfreacties. Uiteindelijk reageren de stoffen natuurlijk met elkaar, dus zullen de halfreacties samengevoegd worden om een totale reactievergelijking te krijgen. 


Reactievergelijkingen: voorbeelden

Een voorbeeld van een halfreactie is calcium Ca dat reageert als reductor. We krijgen dan: 



We zien dus dat de elektronen losgetrokken zijn van het calcium atoom, waarna een 2+ geladen calcium ion ontstaat. De elektronen uit deze halfreactie zullen dan reageren met de oxidator van een andere halfreactie. Stel we weten dat de oxidator goud is, dan krijgen we de halfreactie: 



We gaan nu de twee reacties bij elkaar optellen, alleen we willen links en rechts dezelfde hoeveelheid elektronen hebben, want de reactie moet natuurlijk wel kloppen! Om dit te verkrijgen moeten we de eerste halfreactie met 3 vermenigvuldigen en de tweede halfreactie met 2. We krijgen dan: 


3Ca → 3Ca2+ + 6 e-

2Au3+ + 6e- →  2Au


Met als totale vergelijking: 



Links en rechts kunnen we de elektronen wegstrepen, en dan krijgen we de totaalreactie: 



Tabel 48

Nu vraag je je misschien af, hoe weet je wat voor halfreactie er precies plaatsvindt bij een molecuul? Dat kunnen we vinden in tabel 48 van je Binas. Links zien we de oxidators staan en rechts de reductors. Als een oxidator elektronen opneemt, dan ontstaat er een geconjugeerde reductor. Als een reductor elektronen afstaat, dan ontstaat er een geconjugeerde oxidator. Het is belangrijk om in te zien dat de reacties dus twee kanten op kunnen gaan. 


Standaardelektrodepotentiaal

Een redoxreactie vindt niet altijd plaats. Of de reactie zal plaatsvinden wordt bepaald door de sterkte van de aanwezige oxidator en reductor. Deze sterkte kan worden uitgedrukt in een getal, en dit noemen we het standaardelektrodepotentiaal, aangegeven met Vred. en  Vox. Deze zien we in tabel 48 staan naast de reactievergelijkingen. 


Aflopende redoxreacties

Over de redoxreacties die kunnen plaatsvinden moeten we dan het volgende weten: 

  • Als het verschil tussen Vox  en Vred meer dan 0,3 is, dan zal er een aflopende reactie plaatsvinden. Dit betekent dus dat beginstoffen zullen reageren. In de tabel kunnen we zien dat als dit verschil meer dan 0,3 moet zijn, dat de oxidator dus ruim boven de reductor moet staan. Dit is ook logisch, want stel je voor, we hebben de Sn2+ als reductor en Fe2+ als oxidator. We zien nu dat de reductor hoger staat dan de oxidator. Als de reductor nu reageert, dan krijgen we de geconjugeerde oxidator Sn4+ en de oxidator Fe2+. 


Alleen de Sn4+ is een sterkere oxidator dan Fe2+, dus die zal eerder reageren dan Fe2+. Als de geconjugeerde oxidator dus sterker is dan de andere oxidator, dan zal de andere oxidator geen elektronen opnemen en dus nooit meedoen aan de reactie. Daarom vindt een redoxreactie tussen twee stoffen alleen plaats als de oxidator hoger staat dan de geconjugeerde oxidator van de aanwezige reductor. Dit is bijvoorbeeld wél het geval bij goud en calcium, je ziet daar een Vox van goud staan van +1,50 en een Vred van calcium van -2,87. 1,50 - - 2,87 is 4,37, ruim meer dan 0,30, dus de aflopende reactie zal plaatsvinden. 


Evenwichtsreactie

  • Het kan ook zijn dat de oxidator redelijk in de buurt van de reductor en zijn geconjugeerde oxidator staat. Als het verschil tussen de -0,30 ligt en 0,30 ligt, dan zal er een evenwichtsreactie plaatsvinden. Hierbij zullen dus niet alle beginstoffen reageren, en ontstaat er een evenwicht. Neem bijvoorbeeld Pb2+ als oxidator en Sn als reductor. Pb2+ staat wel hoger dan Sn, maar het verschil in standaardelektrodepotentiaal is maar 0,01, waardoor er een evenwichtsreactie zal ontstaan. 


Geen reactie

  • Als het verschil onder de -0,30 ligt, dus als de oxidator te ver onder de reductor staat, dan zal er geen reactie plaatsvinden. Neem bijvoorbeeld Zn2+ als oxidator en Sn als reductor. Het verschil is hier -0,76- - 0,14 = -0,62, wat kleiner is dan -0,30, dus geen reactie.