Scheikunde Hoofdstuk 11 - Redoxreacties
11.1 – Elektronenoverdracht
Reacties van zure oplossingen met metalen
☞ Er zijn veel processen waarbij tijdens de reactie sprake is van een elektronenoverdracht
☞ Redoxreactie = een reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt
☞ In het algemeen noteer schrijf je bij een redoxreactie geen H3O+, maar H+
Redoxreacties
☞ Opstellen van een reactievergelijking voor redoxreacties:
1. Kijk eerst naar het deeltje dat de elektronen opneemt, de oxidator. Stel de
vergelijking op.
2. Je maakt de ladingsbalans van de reactie kloppend door elektronen toe te voegen
(e-). De vergelijking die je nu hebt is een halfreactie.
3. Je kijkt nu naar het deeltje dat de elektronen afstaat, de reductor. Stel de vergelijking
op.
4. Je doet het zelfde als bij stap 2.
5. Tel de halfreacties bij elkaar op, je krijgt dan de totaalreactie.
☞ Voorbeeld: Cu2+-ionen die reageren met zink, zink staat elektronen af, koperionen nemen
elektronen op.
1. Cu2+ → Cu (s)
2. Cu2+ + 2 e- → Cu (s)
3. Zn (s) → Zn2+
4. Zn (s) → Zn2+ + 2 e-
5. Cu2+ + 2 e- → Cu (s)
Zn (s) → Zn2+ + 2 e-
Cu (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
2+
☞ In een totaalreactie mogen geen elektronen meer voorkomen en staan alle
toestandsaanduidingen erbij.
☞ Soms moet je 1 van de halfreacties vermenigvuldigen om het kloppend te maken.
Het herkennen van redoxreacties
☞ Om te bepalen of een reactie een redoxreactie is, kijk je of er sprake is van een elektronen
overdracht. Je moet goed kijken na de ladingen voor en na de pijl. Aan de hand van
halfreacties kan je zien of de lading veranderd. Zo ja → redoxreactie.
11.1 – Elektronenoverdracht
Reacties van zure oplossingen met metalen
☞ Er zijn veel processen waarbij tijdens de reactie sprake is van een elektronenoverdracht
☞ Redoxreactie = een reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt
☞ In het algemeen noteer schrijf je bij een redoxreactie geen H3O+, maar H+
Redoxreacties
☞ Opstellen van een reactievergelijking voor redoxreacties:
1. Kijk eerst naar het deeltje dat de elektronen opneemt, de oxidator. Stel de
vergelijking op.
2. Je maakt de ladingsbalans van de reactie kloppend door elektronen toe te voegen
(e-). De vergelijking die je nu hebt is een halfreactie.
3. Je kijkt nu naar het deeltje dat de elektronen afstaat, de reductor. Stel de vergelijking
op.
4. Je doet het zelfde als bij stap 2.
5. Tel de halfreacties bij elkaar op, je krijgt dan de totaalreactie.
☞ Voorbeeld: Cu2+-ionen die reageren met zink, zink staat elektronen af, koperionen nemen
elektronen op.
1. Cu2+ → Cu (s)
2. Cu2+ + 2 e- → Cu (s)
3. Zn (s) → Zn2+
4. Zn (s) → Zn2+ + 2 e-
5. Cu2+ + 2 e- → Cu (s)
Zn (s) → Zn2+ + 2 e-
Cu (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
2+
☞ In een totaalreactie mogen geen elektronen meer voorkomen en staan alle
toestandsaanduidingen erbij.
☞ Soms moet je 1 van de halfreacties vermenigvuldigen om het kloppend te maken.
Het herkennen van redoxreacties
☞ Om te bepalen of een reactie een redoxreactie is, kijk je of er sprake is van een elektronen
overdracht. Je moet goed kijken na de ladingen voor en na de pijl. Aan de hand van
halfreacties kan je zien of de lading veranderd. Zo ja → redoxreactie.
