Samenvatting Scheikunde H9 Redoxreactie
9.1: Elektronenoverdracht
Een deeltje dat elektronen kan afstaan, heet een reductor. Een voorbeeld
is een kaliumatoom dat door de afgifte van één elektron een stabiel kalium
ion wordt. In een halfreactie wordt weergeven hoeveel elektronen een
deeltje afstaat of opneemt. In dit voorbeeld is het K-atoom dus de reductor.
Een reductor kan elektronen alleen afstaan wanneer er dus ook een
deeltje is om die elektronen weer op te nemen.
−¿ ¿
K → K +¿+ e ¿
Een deeltje dat elektronen kan opnemen, heet een oxidator.
−¿ ¿
−¿→ 2 Cl ¿
Cl 2+2 e
Wanneer kalium en chloor met elkaar in aanraking komen, zullen de 2
stoffen met elkaar gaan reageren. Het aantal elektronen dat kalium
afstaat, moet dan wel gelijk zijn aan het aantal elektronen dat chloor
opneemt. Een reactie waarin elektronen van een reductor op een oxidator
worden overgedragen, wordt een redoxreactie genoemd.
Oxidatoren en reductoren verschillen in sterkte. Onedele metalen zijn vaak
sterke reductoren en edelmetalen zijn vaak zwakke reductoren.
Metaalionen zullen waarschijnlijk als oxidatoren reageren. In Binas 48
staan de halfreacties van metalen.
Het paar van de oxidator en de geconjugeerde (bijhorende) reductor wordt
een redoxkoppel genoemd.
9.2: Redoxreacties
Of een redoxreactie verloopt, is afhankelijk van de sterkte van de oxidator
en de reductor. De reactiviteit van een redoxkoppel wordt uitgedrukt in de
standaardelektrodepotentiaal U 0 . Hoe hoger deze potentiaal, hoe
sterker de oxidator van het koppel en hoe zwakker de reductor. Om te
beoordelen of een reactie verloopt, kun je ∆ U berekenen:
∆ U =U 0 ( oxidator )−U 0 (reductor )
Over het algemeen verloopt een redoxreactie als ∆ U > 0. In de praktijk zal
er echter vaak een evenwicht optreden. Bij ∆ U >> 0 zal het evenwicht
aflopend zijn naar de kant van de reactanten. Bij ∆ U << 0 zal het
evenwicht aflopend zijn naar de kant van de beginstoffen.
Sommige oxidatoren en reductoren zijn sterker in een zuur of basisch
milieu. Er is dan dus H +¿¿ of OH −¿¿ aanwezig. Als de reactie in neutraal
milieu plaatsvindt mag je geen reactie met H +¿¿ of OH −¿¿ kiezen.
9.1: Elektronenoverdracht
Een deeltje dat elektronen kan afstaan, heet een reductor. Een voorbeeld
is een kaliumatoom dat door de afgifte van één elektron een stabiel kalium
ion wordt. In een halfreactie wordt weergeven hoeveel elektronen een
deeltje afstaat of opneemt. In dit voorbeeld is het K-atoom dus de reductor.
Een reductor kan elektronen alleen afstaan wanneer er dus ook een
deeltje is om die elektronen weer op te nemen.
−¿ ¿
K → K +¿+ e ¿
Een deeltje dat elektronen kan opnemen, heet een oxidator.
−¿ ¿
−¿→ 2 Cl ¿
Cl 2+2 e
Wanneer kalium en chloor met elkaar in aanraking komen, zullen de 2
stoffen met elkaar gaan reageren. Het aantal elektronen dat kalium
afstaat, moet dan wel gelijk zijn aan het aantal elektronen dat chloor
opneemt. Een reactie waarin elektronen van een reductor op een oxidator
worden overgedragen, wordt een redoxreactie genoemd.
Oxidatoren en reductoren verschillen in sterkte. Onedele metalen zijn vaak
sterke reductoren en edelmetalen zijn vaak zwakke reductoren.
Metaalionen zullen waarschijnlijk als oxidatoren reageren. In Binas 48
staan de halfreacties van metalen.
Het paar van de oxidator en de geconjugeerde (bijhorende) reductor wordt
een redoxkoppel genoemd.
9.2: Redoxreacties
Of een redoxreactie verloopt, is afhankelijk van de sterkte van de oxidator
en de reductor. De reactiviteit van een redoxkoppel wordt uitgedrukt in de
standaardelektrodepotentiaal U 0 . Hoe hoger deze potentiaal, hoe
sterker de oxidator van het koppel en hoe zwakker de reductor. Om te
beoordelen of een reactie verloopt, kun je ∆ U berekenen:
∆ U =U 0 ( oxidator )−U 0 (reductor )
Over het algemeen verloopt een redoxreactie als ∆ U > 0. In de praktijk zal
er echter vaak een evenwicht optreden. Bij ∆ U >> 0 zal het evenwicht
aflopend zijn naar de kant van de reactanten. Bij ∆ U << 0 zal het
evenwicht aflopend zijn naar de kant van de beginstoffen.
Sommige oxidatoren en reductoren zijn sterker in een zuur of basisch
milieu. Er is dan dus H +¿¿ of OH −¿¿ aanwezig. Als de reactie in neutraal
milieu plaatsvindt mag je geen reactie met H +¿¿ of OH −¿¿ kiezen.
