Samenvatting scheikunde VWO Nova H9

Samenvatting scheikunde hoofdstuk 9
Redoxchemie


1. Elektronenoverdracht
- Reductor: een deeltje dat elektronen kan afstaan.
- Oxidator: een deeltje dat elektronen kan opnemen.
- Redoxreactie: een reactie waarbij elektronen van een reductor worden overgedragen op een
oxidator.
- Wanneer een deeltje als oxidator reageert, ontstaat een deeltje dat weer als reductor kan
reageren. Dit deeltje heet de geconjugeerde reductor.
- Redoxkoppel: Een paar van een oxidator en de bijbehorende reductor.
- Onedele metalen zijn sterke reductoren en edelmetalen zijn zwakke reductoren.
- Ionen van edelmetalen zijn sterkere oxidatoren dan ionen van onedele metalen.
- Alle halogenen zijn sterke oxidatoren en moleculaire stoffen reageren meestal ook als
oxidator.


2. Redoxreacties
- Een redoxreactie is op te splitsen in twee halfreacties: opname van elektronen door de
oxidator en afstaan van elektronen door de reductor.
- Halfreactie: een reactie waarin elektronen voorkomen en die samen met een andere
halfreactie een totaalreactie geeft. Een halfreactie treedt nooit alleen op.
- Het aantal elektronen dat door de oxidator wordt opgenomen moet gelijk zijn aan het aantal
elektronen dat door de reductor wordt afgestaan. Als dit niet het geval is, vermenigvuldig je
één of beide halfreacties met de juiste factor zodat het aantal elektronen gelijk wordt.
- In Binas tabel 48 zijn van een groot aantal redoxkoppels de halfreacties gegeven. De sterkste
oxidator staat links bovenaan en de sterkste reductor rechts onderaan.
- Of een redoxreactie goed verloopt is afhankelijk van de sterkte van de betrokken oxidator en
reductor.
- De sterkte van een oxidator en reductor wordt uitgedrukt in de
standaardelektrodepotentiaal U 0 . Deze staat in de laatste kolom van Binas tabel 48 en geldt
voor het redoxkoppel.
- Of een reactie aflopend is, een evenwichtsreactie zal zijn of helemaal niet verloopt, kan
worden berekend met ∆ U =U ox −U red .

, ∆ U (V ) Verloop van de reactie

≤−0,3 Geen reactie
−0,3< ∆ U <0,3 Evenwichtsreactie
≥ 0,3 Aflopende reactie
- Stappenplan voor het opstellen van een redoxreactie:
o Stap 1: deeltjesinventarisatie
Noteer de deeltjes die voor de reactie aanwezig zijn.
Noteer, als er sprake is van een aangezuurde oplossing, het H +-ion.
Noteer, als er sprake is van een basische oplossing, het OH --ion.
o Stap 2: sterkste oxidator en sterkste reductor
Zoek met behulp van Binas tabel 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor.
o Stap 3: halfreacties
Noteer de halfreacties uit Binas tabel 48 onder elkaar, eerst de oxidator, daarna de
reductor.
o Stap 4: verloopt reactie spontaan?
Noteer de standaardelektrodepotentialen van de halfreacties en bereken ∆ U .
Bepaal of er geen, een evenwichts- of een aflopende reactie plaatsvindt.
o Stap 5: aantal elektronen gelijk
Zorg dat de oxidator evenveel elektronen opneemt als dat de reductor afstaat door
elk van de halfreacties met de juiste factor te vermenigvuldigen.
o Stap 6: totaalreactie
Tel de halfreacties bij elkaar. Vereenvoudig de totaalreactie als dat nodig is. Geef ook
aan of het een evenwichts- of aflopende reactie is.
- Bij metalen waarvan je weet dat er meerdere ionsoorten kunnen voorkomen, moet je altijd
controleren of de tweede halfreactie ook kan plaatsvinden.
- De pH heeft invloed op de standaardelektrodepotentiaal. Sommige oxidatoren en reductoren
zijn sterker in een zuur of basisch milieu.
- Corrosie: het verweren van materialen door een chemische reactie.
- Roesten: het aantasten van ijzer door water en zuurstof uit de lucht.
- Vooral ijzer is gevoelig voor roest. Onedeler metalen vormen een metaaloxidelaagje op hun
oppervlak, waardoor ze niet ernstig worden aangetast.