3. Reductoren en oxidatoren
RED: deeltje dat elektronen kan afstaan
– Stoffen die reageren met zuurstof
Na Mg Al C CO
– Sommige ionen (ook in vaste zouten)
Fe2+ Cu+ SO32-
OX: deeltje dat elektronen kan opnemen
– Zuurstof en zuurstof leverende stoffen
O2 H2O2 O3 HNO3 MnO2
– Sommige ionen
Fe3+ Cu+ Cu2+ MnO4- H+
– Halogenen
3 Redoxreacties
4. Redoxreacties – RV opstellen
1. Maak een lijst met aanwezige deeltjes
2. Zoek de sterkste OX en RED (Binas 48)
3. Ga na of OX boven RED staat: ΔV0 > 0: dan is er een reactie
4. Neem de halfreacties over uit Binas of leid deze af uit de gegevens
a) Halfreactie reductor: electronen rechts van de pijl
b) Halfreactie oxidator: electronen links van de pijl
c) Gebruik eventueel hulpdeeltjes (H+, H2O, OH-) voor kloppende halfreactie
5. Maak het aantal elektronen in beide halfreacties gelijk
6. Schrijf de totaalreactie op door beide halfreacties op te tellen
7. Vereenvoudig de totaalreactie indien nodig
a) Maak de coëfficiënten zo klein mogelijk
b) Streep gelijke deeltjes tegen elkaar weg
c) Ga na of er een slecht oplosbaar zout wordt gevormd
Tips: schrijf altijd iets op! Noteer altijd de waarden van ΔV0
4 Redoxreacties
5. Redoxreacties RV – voorbeeld (1)
Wat is de reactie van de oxidatie van ijzer tot ijzer(II)hydroxide in
vochtig buitenlucht (neutraal milieu)?
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
5 Redoxreacties
6. Redoxreacties RV – voorbeeld (2)
Hoe wordt HOBr gevormd uit bromide en waterstofperoxide in een
zuur milieu, waarbij ook nog water ontstaat?
1. Aanwezig: Br -, H2O, H2O2, H+
2. Sterkste OX: H2O2 (V0 = 1,77); sterkste RED: Br - (V0 = onbekend)
3. OX boven RED: ΔV0 > 0
4. RED: Br - + H2O HOBr + H+ + 2e- |1|
OX: H2O2 + 2H+ + 2e- 2H2O |1|
5. RED-reactie 1, OX-reactie 1
6. Br - + H2O + H2O2 + 2H+ HOBr + H+ + 2H2O
7. Vereenvoudiging: Br -+ H2O2 + H+ HOBr + H2O. Geen neerslag.
6 Redoxreacties
7. Redoxreacties herkennen
Atomen veranderen in ionen
– Oplossen van metaal in zuur
Mg + 2H3O+ Mg2+ + H2 + 2H2O
Ionsoorten veranderen van lading
– Neerslagreacties zijn geen redoxreacties
Cu2+ + e- Cu+ (halfreactie)
Zuurstof is bij de reactie betrokken
– Verbrandingen
CH4 + 3O2 CO2 + 2H2O
– Overige reacties met zuurstofleverende stoffen
2MnO4- + 3SO2 + 2H2O 2MnO2 + 3SO42- + 4H+
7 Redoxreacties
8. Elektrochemische cel
Chemische energie elektrische energie
– Is een gelijkspanningsbron
Positieve elektrode (+ pool)
– Hier reageert de sterkste OX (halfreactie)
Negatieve elektrode (- pool)
– Hier reageert de sterkste RED (halfreactie)
Membraan of zoutbrug tussen de halfcellen
– Voor stroomgeleiding
Voltmeter of lampje in gesloten stroomkring
Brandstofcel
O2(g) als oxidator en H2 (g) als reductor
Onaantastbare elektroden (Pt of C)
8 Redoxreacties
9. Elektrochemische cel - voorbeeld
Een elektrochemische cel met redoxkoppels Zn/Zn2+ en
Br-/Br2. De halfcellen gescheiden door een membraan.
e-
- pool + pool
Reductor Oxidator
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- Br2(aq) + 2e- 2Br- (aq)
Electrolyt
Membraan
9 Redoxreacties
