Inleiding in de RedOx chemie

Inleiding in de RedOx chemie Even opfrissen: Drie hoofdcategorieën stoffen: Moleculaire stoffen: Atoombinding in molecuul (sterk), Van der Waals binding tussen moleculen (zwak), polaire/apolaire (atoom)bindingen, evt. H-bruggen tussen moleculen enz. Metalen: Metaalbinding (zeer sterk), dus hoog smeltpunt, metaalrooster, geleiding Zouten: Ionbinding (sterk), dus hoog smeltpunt, ionen, ionrooster

Inleiding in de RedOx chemie “Verbranding” van staalwol Reactievergelijking: 2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s) metaal moleculaire zout stof Er ontstaan ionen (geladen deeltjes)! Wat moet er dan gebeurd zijn?? IJzer heeft electronen afgestaan: Fe  Fe2+ + 2e- Het ijzeratoom is dus een ijzerion geworden! Zuurstof heeft electronen opgenomen: O2 + 4e-  2 O2- Het zuurstofmolecuul is gesplitst in twee zuurstofionen

Inleiding in de RedOx chemie Deeltjes die elektronen opnemen zijn oxidatoren Deeltjes die elektronen afstaan zijn reductoren We bekijken nog eens de vorige reactievergelijking: 2 x 2e- 2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s) staat e- af: neemt e- op: Reductor Oxidator Als bij een reactie elektronenoverdracht plaatsvindt spreken we van een RedOxreactie!

Inleiding in de RedOx chemie RedOx of niet? Algemeen kun je stellen dat alle reacties waarbij de lading van een deeltje verandert, redoxreacties zijn. Verder zijn alle reacties waarbij elementen verdwijnen en/of ontstaan ook redoxreacties. Soms zie je dat daarbij de lading verandert (bijvoorbeeld bij het ontstaan van zouten). In andere gevallen gebeurt dat niet.

Inleiding in de RedOx chemie Halfreacties Elke RedOxreactie is op te splitsen in twee halfreacties. Eén die het afstaan van elektronen weergeeft (reductor) Eén die het opnemen van elekronen weergeeft (oxidator) We bekijken weer ons voorbeeld: 2 Fe(s) + O2(g)  2 FeO(s) Halfreactie (Red) Fe (s)  Fe2+ + 2e- Halfreactie (Ox) O2 (g) + 4e-  2 O2- 2x 1x + Totaal reactie 2 Fe (s) + O2 (g)  2 FeO (s)

Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen De notatie van de redoxvergelijkingen schrijven we in stappen op. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H2O niet!) 2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. Kies uit het rijtje de sterkste oxidator en de sterkste reductor. 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. 5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! 6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. In de totaalreactie (de eigenlijke redoxreactie) schrijven we tenslotte de toestandsaanduidingen.

Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen We dompelen een staafje chroom in een oplossing van nikkelchloride. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H2O niet!) Oplossing van nikkelchloride, dus aanwezig: Ni2+, Cl- en H2O Staafje chroom: Cr 2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. ox: Ni2+, H2O Deeltjes kunnen zowel ox als red zijn! red: Cl-, Cr, H2O 3. Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor. ox: Ni2+ red: Cr

Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. Ni2+ staat links boven Cr ; de reactie kan verlopen 5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! ox: Ni2+ + 2e-  Ni red: Cr  Cr3+ + 3e- 6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. x 3 x 2 ox: Ni2+ + 2e-  Ni red: Cr  Cr3+ + 3e- 3 Ni2+(aq) + 2 Cr(s)  3 Ni(s) + 2 Cr3+(aq)

Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen We schenken een waterstofperoxide-oplossing bij een aangezuurde natriumjodide-oplossing. Schrijf de formules van alle deeltjes in het reactiemengsel op. (Vergeet H2O niet!) Oplossing van waterstofperoxide, dus aanwezig: H2O2 en H2O Aangezuurde natriumjodide-oplossing: H+, Na+, I-, H2O 2. Ga voor ieder deeltje na m.b.v. Binas 48 of het een oxidator of reductor is. ox: H2O2, H2O, Na+, H+, H2O2 + H+ Soms kom je een red: I-, H2O2, H2O combinatie van deeltjes tegen! 3. Kies m.b.v. Binas 48 de sterkste oxidator en de sterkste reductor. ox: H2O2 + H+ red: I-

Inleiding in de RedOx chemie Redoxvergelijkingen opstellen 4. Kijk of de reactie kan verlopen: OX moet boven RED staan. H2O2 + H+ staat links boven I- ; de reactie kan verlopen 5. Schrijf de halfreacties op. De halfreactie van de reductor moet worden omgekeerd! ox: H2O2 + 2H+ + 2e-  2 H2O red: 2I-  I2 + 2e- 6. Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. ox: H2O2 + 2H+ + 2e-  2 H2O red: 2I-  I2 + 2e- H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2I-(aq)  2 H2O(l) + I2(s)

Inleiding in de RedOx chemie Halfreacties zelf opstellen Zoek in tabel 48 de halfreactie van de reductie van permanganaationen (MnO4-) tot mangaan(II)-ionen (Mn2+) op. MnO4- + 8 H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O (l) Hoe kom je hier op? Het opstellen van een halfreactie gaat eveneens volgens een stappenplan: Bepaal de oxidatiegetallen van de atomen en schrijf de elektronenoverdracht op. Stel vast welk deeltje als oxidator en welk deeltje als reductor optreedt. Maak de ‘deeltjesbalans’ kloppend met H2O en H+ (aq). Controleer de halfreactie. Opgave sulfiet

Inleiding in de RedOx chemie Oxidatiegetal Het oxidatiegetal van een atoom is de theoretische lading die aan het atoom in een verbinding toegekend kan worden. Hiervoor gelden de volgende regels. Het oxidatiegetal van atomen en niet-ontleedbare stoffen, dus in elementaire vorm is gelijk aan nul. De som van de oxidatiegetallen van alle atomen in een deeltje (molekuul of ion) of is gelijk aan de netto lading van het deeltje of de waarin die atomen zitten. Het oxidatiegetal van een metaalatoom in een verbinding is gelijk aan de valentie van dat metaal. Waterstof heeft in verbinding met andere niet-metalen oxidatiegetal 1+ Fluor heeft in alle verbindingen oxidatiegetal 1-. Zuurstof heeft in alle verbindingen oxidatiegetal 2-. Het oxidatiegetal van een van de overige niet-metalen kan meestal via de reeks van electronegativiteit gevonden worden.

Inleiding in de RedOx chemie Oxidatiegetal Voorbeeld: Wat zijn de oxidatiegetallen van de elementen in MnO4- en MnO2 MnO4- : de O-atomen zijn elk 2-, samen 8- netto lading van dit deeltje is 1-, dus heeft het mangaan atoom oxidatiegetal 7+ MnO2 : de O-atomen zijn elk 2-, samen 4- netto lading van dit deeltje is 0, dus heeft het mangaan atoom hier oxidatiegetal 4+. Mn2+ : oxidatiegetal is gewoon 2+.

Inleiding in de RedOx chemie Halfreacties zelf opstellen Bepaal de oxidatiegetallen van de atomen en schrijf de elektronenoverdracht op. 7+ 2- 2+ MnO4- (aq)  Mn2+ (aq) 5e- Stel vast welk deeltje als oxidator en welk deeltje als reductor optreedt. MnO4- (aq) + 5e-  Mn2+ (aq) oxidator reductor Maak de ‘deeltjesbalans’ kloppend met H2O en H+ (aq). MnO4- (aq) + 5e-  Mn2+ (aq) + 4 H2O (l) MnO4- (aq) + 5e- + 8 H+ (aq)  Mn2+ (aq) + 4 H2O (l) Controleer de halfreactie. Is het aantal atomen van elk soort voor en na de pijl gelijk? Is de som van de elektrische ladingen voor en na de pijl gelijk?

Inleiding in de RedOx chemie Halfreacties zelf opstellen Probeer nu zelf de halfreactie van sulfiet (SO32-) tot sulfaat (SO42-) op te stellen. 4+ 2- 6+ 2- SO32- + H2O (l)  SO42- + 2 H+ + 2e- reductor oxidator Voorbeeld Uitleg opstellen halfreactie

Inleiding in de RedOx chemie RedOx of niet? Is de reactie tussen fosfortrichloride en chloor tot fosforpentachloride een oxidatiereactie? 3+ - 0 5+ - PCl3 + Cl2  PCl5 De lading (het oxidatiegetal) van het fosfor atoom stijgt van 3+ naar 5+. Elk fosfor-atoom staat twee elektronen af. Er is sprake van elektronen-overdracht dus een redoxreactie. of Je ziet in de vergelijking dat het element chloor reageert, dus een redoxreactie.

Inleiding in de RedOx chemie Voor extra uitleg en oefenstof zie onderstaande links: Redox chemie: begrippen, uitleg en opgaven Wetenschapsforum: vragen stellen over redox chemie

Inleiding in de RedOx chemie