Werkzitting grondslagen van de chemie

1. Werkzitting 7:
Redox deel 1
Prof. Dr. Stijn Van Cleuvenbergen
Melina Ghesquiere
Arne Sinnesael
Charlotte Dekimpe
~ Theorie: Hoofdstuk XVI
Redoxreacties en elektrochemie

2. • Online
• Geen contactmoment
• Vragen mogelijk via e-mail:
• charlotte.dekimpe@kuleuven.be
• Arne.sinnesael@kuleuven.be
Werkvorm WZ7

3. Theorie: Oxidatiegetal (OG)
Het oxidatiegetal (OG) of de oxidatietrap (OT) van een atoom in
een verbinding is de fictieve lading die het atoom in kwestie zou
verkrijgen indien alle bindingen met atomen van een andere
elementsoort 100% ionair zouden zijn. Voor mono-atomische ionen
komt dit overeen met de werkelijke lading van het ion.

4. Theorie: Oxidatiegetal (OG)
Basisregels voor het bepalen van OG:
1) Het OG van enkelvoudige verbindingen = 0
Meer uitgebreid in theorie: XVI.1 Het oxidatiegetal

5. Theorie: Oxidatiegetal (OG)
Basisregels voor het bepalen van OG:
1) Het OG van enkelvoudige verbindingen = 0
2) De som van alle OG van een ongeladen molecule = 0
Meer uitgebreid in theorie: XVI.1 Het oxidatiegetal

6. Theorie: Oxidatiegetal (OG)
Basisregels voor het bepalen van OG:
1) Het OG van enkelvoudige verbindingen = 0
2) De som van alle OG van een ongeladen molecule = 0
3) De som van alle OG van de atomen in een ion = lading van het ion
Meer uitgebreid in theorie: XVI.1 Het oxidatiegetal

7. Theorie: Oxidatiegetal (OG)
Basisregels voor het bepalen van OG:
1) Het OG van enkelvoudige verbindingen = 0
2) De som van alle OG van een ongeladen molecule = 0
3) De som van alle OG van de atomen in een ion = lading van het ion
4) Het OG van de atomen van groep IA, is in (ionische) verbindingen gelijk aan +I
Meer uitgebreid in theorie: XVI.1 Het oxidatiegetal

8. Theorie: Oxidatiegetal (OG)
Basisregels voor het bepalen van OG:
1) Het OG van enkelvoudige verbindingen = 0
2) De som van alle OG van een ongeladen molecule = 0
3) De som van alle OG van de atomen in een ion = lading van het ion
4) Het OG van de atomen van groep IA, is in (ionische) verbindingen gelijk aan +I
5) Het OG van de atomen van groep IIA, is in (ionische) verbindingen gelijk aan +II
Meer uitgebreid in theorie: XVI.1 Het oxidatiegetal

9. Theorie: Oxidatiegetal (OG)
Basisregels voor het bepalen van OG:
1) Het OG van enkelvoudige verbindingen = 0
2) De som van alle OG van een ongeladen molecule = 0
3) De som van alle OG van de atomen in een ion = lading van het ion
4) Het OG van de atomen van groep IA, is in (ionische) verbindingen gelijk aan +I
5) Het OG van de atomen van groep IIA, is in (ionische) verbindingen gelijk aan +II
6) Het OG van H is meestal +I (uitz ionische hydriden)
Meer uitgebreid in theorie: XVI.1 Het oxidatiegetal

10. Theorie: Oxidatiegetal (OG)
Basisregels voor het bepalen van OG:
1) Het OG van enkelvoudige verbindingen = 0
2) De som van alle OG van een ongeladen molecule = 0
3) De som van alle OG van de atomen in een ion = lading van het ion
4) Het OG van de atomen van groep IA, is in (ionische) verbindingen gelijk aan +I
5) Het OG van de atomen van groep IIA, is in (ionische) verbindingen gelijk aan +II
6) Het OG van H is meestal +I (uitz ionische hydriden)
7) Het OG van O is meestal –II (uitz H2O2, superoxiden)
Meer uitgebreid in theorie: XVI.1 Het oxidatiegetal

11. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn OG(Zn) = ?

12. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn OG(Zn) = 0

13. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = ?

14. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II

15. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = ?

16. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = 0

17. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
4) H2SO4
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = 0
OG(O) = ?, OG(H) = ?, OG(S) = ?

18. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
4) H2SO4
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = 0
OG(O) = -II, OG(H) = +I, OG(S) = +VI

19. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
4) H2SO4
5) KMnO4
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = 0
OG(O) = -II, OG(H) = +I, OG(S) = +VI
OG(O) = ?, OG(K) = ?, OG(Mn) = ?

20. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
4) H2SO4
5) KMnO4
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = 0
OG(O) = -II, OG(H) = +I, OG(S) = +VI
OG(O) = -II, OG(K) = +1, OG(Mn) = +VII

21. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
4) H2SO4
5) KMnO4
6) PO4
3-
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = 0
OG(O) = -II, OG(H) = +I, OG(S) = +VI
OG(O) = -II, OG(K) = +1, OG(Mn) = +VII
OG(O) = ?, OG(P) = ?

22. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
4) H2SO4
5) KMnO4
6) PO4
3-
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = 0
OG(O) = -II, OG(H) = +I, OG(S) = +VI
OG(O) = -II, OG(K) = +1, OG(Mn) = +VII
OG(O) = -II, OG(P) = +V

23. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
4) H2SO4
5) KMnO4
6) PO4
3-
7) H2O2
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = 0
OG(O) = -II, OG(H) = +I, OG(S) = +VI
OG(O) = -II, OG(K) = +1, OG(Mn) = +VII
OG(O) = -II, OG(P) = +V
OG(H) = ?, OG(O) = ?

24. Voorbeelden: Oxidatiegetal (OG)
1) Zn
2) Cu2+
3) I2
4) H2SO4
5) KMnO4
6) PO4
3-
7) H2O2
OG(Zn) = 0
OG(Cu) = +II
OG(I) = 0
OG(O) = -II, OG(H) = +I, OG(S) = +VI
OG(O) = -II, OG(K) = +1, OG(Mn) = +VII
OG(O) = -II, OG(P) = +V
OG(H) = +I, OG(O) = -I

25. Theorie: Redoxreacties
OXIDATIE REDUCTIE
verhoging van het oxidatiegetal verlaging van het oxidatiegetal
elektronenafgifte elektronenopname
Redoxreactie = oxidatie + reductie

26. Theorie: Redoxreacties
OXIDATIE REDUCTIE
verhoging van het oxidatiegetal verlaging van het oxidatiegetal
elektronenafgifte elektronenopname
REDUCTANS OXIDANS
reduceert het oxidans oxideert het reductans
wordt geoxideerd wordt gereduceerd
oxidatiegetal atoom stijgt oxidatiegetal atoom daalt
elektronendonor elektronenacceptor
Redoxreactie = oxidatie + reductie

27. Theorie: Redoxreacties
Redoxreactie = oxidatie + reductie
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu

28. Theorie: Redoxreacties
Redoxreactie = oxidatie + reductie
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
OG: 0 +II +II 0

29. Theorie: Redoxreacties
Redoxreactie = oxidatie + reductie
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
OG: 0 +II +II 0
oxidatie
Halfreactie oxidatie
Zn  Zn2+ + 2 e-

30. Theorie: Redoxreacties
Redoxreactie = oxidatie + reductie
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
OG: 0 +II +II 0
oxidatie
Halfreactie oxidatie
Zn  Zn2+ + 2 e-
!Conventie: redoxkoppels staan altijd in reductierichting
Zn2+ + 2 e-  Zn

31. Theorie: Redoxreacties
Redoxreactie = oxidatie + reductie
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
OG: 0 +II +II 0
reductie
Halfreactie reductie
Cu2+ + 2 e-  Cu

32. Theorie: Redoxreacties
Redoxreactie = oxidatie + reductie
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
OG: 0 +II +II 0
reductans oxidans

33. • Doel? Richting redoxreactie bepalen
Theorie: Reductiepotentiaal

34. • Doel? Richting redoxreactie bepalen
• Bij internationale afspraak wordt een halfreactie steeds als reductie genoteerd
(opname van elektronen) en spreken we van een ‘reductiepotentiaal’.
Theorie: Reductiepotentiaal

35. • Doel? Richting redoxreactie bepalen
• Bij internationale afspraak wordt een halfreactie steeds als reductie genoteerd (opname van
elektronen) en spreken we van een ‘reductiepotentiaal’.
• Standaard reductiepotentiaal, E°(V).
i) de concentraties van alle opgeloste stoffen die in de halfreactie voorkomen gelijk zijn aan 1 mol/L
ii) de partiële drukken van alle gassen die in de halfreactie voorkomen 1 atm bedragen
iii) de temperatuur 25 °C = 298,15 K
Theorie: Reductiepotentiaal

36. • Doel? Richting redoxreactie bepalen
• Bij internationale afspraak wordt een halfreactie steeds als reductie genoteerd (opname
van elektronen) en spreken we van een ‘reductiepotentiaal’.
• Standaard reductiepotentiaal, E°(V).
i) de concentraties van alle opgeloste stoffen die in de halfreactie voorkomen gelijk zijn aan 1 mol/L
ii) de partiële drukken van alle gassen die in de halfreactie voorkomen 1 atm bedragen
iii) de temperatuur 25 °C = 298,15 K
• De halfreactie met de hoogste E0-waarde zal voorkomen als een reductie, degene met
de laagste E0-waarde moet worden omgedraaid zodat ze voorkomt als een oxidatie.
Theorie: Reductiepotentiaal

37. Faculty, department, unit ...37
Theorie: voorbeeld reductiepotentiaal
• Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu

38. Faculty, department, unit ...38
Theorie: voorbeeld reductiepotentiaal
• Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
• Halfreacties:
• Zn2+ + 2e-  Zn E°= ? (achterkant PSE)
• Cu2+ + 2e-  Cu E°= ? (achterkant PSE)

39. Faculty, department, unit ...39
Theorie: voorbeeld reductiepotentiaal
• Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
• Halfreacties:
• Zn2+ + 2e-  Zn E°= - 0,763 V
• Cu2+ + 2e-  Cu E°= 0,345 V

40. Faculty, department, unit ...40
Theorie: voorbeeld reductiepotentiaal
• Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
• Halfreacties:
• Zn2+ + 2e-  Zn E°= - 0,763 V
• Cu2+ + 2e-  Cu E°= 0,345 V
• Laagste E°: Zn  oxidatie halfreactie (omdraaien reactie)
• Hoogste E°: Cu  reductie halfreactie

41. Theorie: Uitbalanceren redoxreactie
Stappenplan uitbalanceren redoxreactie: “methode van de halfreacties”
1) Welke atomen veranderen van oxidatiegetal (OG)
Voorbeeld in theorie: XVI.3.c

42. Theorie: Uitbalanceren redoxreactie
Stappenplan uitbalanceren redoxreactie: “methode van de halfreacties”
1) Welke atomen veranderen van oxidatiegetal (OG)
2) Breng het atoom dat van oxidatiegetal verandert in evenwicht met voorgetallen
Voorbeeld in theorie: XVI.3.c

43. Theorie: Uitbalanceren redoxreactie
Stappenplan uitbalanceren redoxreactie: “methode van de halfreacties”
1) Welke atomen veranderen van oxidatiegetal (OG)
2) Breng het atoom dat van oxidatiegetal verandert in evenwicht met voorgetallen
3) Voeg elektronen toe
Voorbeeld in theorie: XVI.3.c

44. Theorie: Uitbalanceren redoxreactie
Stappenplan uitbalanceren redoxreactie: “methode van de halfreacties”
1) Welke atomen veranderen van oxidatiegetal (OG)
2) Breng het atoom dat van oxidatiegetal verandert in evenwicht met voorgetallen
3) Voeg elektronen toe
4) Bepaal welke halfreactie als reductie en welke als oxidatie moet worden geschreven
Voorbeeld in theorie: XVI.3.c

45. Theorie: Uitbalanceren redoxreactie
Stappenplan uitbalanceren redoxreactie: “methode van de halfreacties”
1) Welke atomen veranderen van oxidatiegetal (OG)
2) Breng het atoom dat van oxidatiegetal verandert in evenwicht met voorgetallen
3) Voeg elektronen toe
4) Bepaal welke halfreactie als reductie en welke als oxidatie moet worden geschreven
5) Breng de ladingsbalans in evenwicht
- Zuur midden: H+
- Basisch midden: OH-
Voorbeeld in theorie: XVI.3.c

46. Theorie: Uitbalanceren redoxreactie
Stappenplan uitbalanceren redoxreactie: “methode van de halfreacties”
1) Welke atomen veranderen van oxidatiegetal (OG)
2) Breng het atoom dat van oxidatiegetal verandert in evenwicht met voorgetallen
3) Voeg elektronen toe
4) Bepaal welke halfreactie als reductie en welke als oxidatie moet worden geschreven
5) Breng de ladingsbalans in evenwicht
- Zuur midden: H+
- Basisch midden: OH-
6) Breng de atoombalans in evenwicht met H2O
Voorbeeld in theorie: XVI.3.c

47. Theorie: Uitbalanceren redoxreactie
Stappenplan uitbalanceren redoxreactie: “methode van de halfreacties”
1) Welke atomen veranderen van oxidatiegetal (OG)
2) Breng het atoom dat van oxidatiegetal verandert in evenwicht met voorgetallen
3) Voeg elektronen toe
4) Bepaal welke halfreactie als reductie en welke als oxidatie moet worden geschreven
5) Breng de ladingsbalans in evenwicht
- Zuur midden: H+
- Basisch midden: OH-
6) Breng de atoombalans in evenwicht met H2O
7) Breng de elektronenbalans in evenwicht (essentiële reactievergelijking)
Voorbeeld in theorie: XVI.3.c

48. Theorie: Uitbalanceren redoxreactie
Stappenplan uitbalanceren redoxreactie: “methode van de halfreacties”
1) Welke atomen veranderen van oxidatiegetal (OG)
2) Breng het atoom dat van oxidatiegetal verandert in evenwicht met voorgetallen
3) Voeg elektronen toe
4) Bepaal welke halfreactie als reductie en welke als oxidatie moet worden geschreven
5) Breng de ladingsbalans in evenwicht
- Zuur midden: H+
- Basisch midden: OH-
6) Breng de atoombalans in evenwicht met H2O
7) Breng de elektronenbalans in evenwicht (essentiële reactievergelijking)
8) Schrijf de globale reactievergelijking
Voorbeeld in theorie: XVI.3.c

49. Zie uitgewerkt voorbeeld (oef 3a in zuur milieu en 3 b in basisch milieu)
Voorbeeld: Uitbalanceren redoxreactie

50. • Meerkeuzevragen
• Oefening 3c – 3d – 3e – 3f – 3g – 3h – 4 (=redoxtitratie)
Oefeningen
Tip: start met het opstellen en uitbalanceren van de redoxreactie
• Overige oefeningen ter voorbereiding van het examen