7 Reacties met elektronenoverdracht

Even opfrissen: Drie hoofdcategorieën stoffen: Moleculaire stoffen: Atoombinding in molecuul (sterk), Van der Waals binding tussen moleculen (zwak), polaire (atoom)bindingen, evt. H-bruggen tussen moleculen. Metalen: Metaalbinding (zeer sterk), dus hoog smeltpunt, geleiden Zouten: Ionbinding (sterk), dus hoog smeltpunt, ionen

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! Tel de twee halfreacties op, zorg ervoor dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen worden bij het optellen tegen elkaar weggestreept. VEREENVOUDIGEN (links en rechts hetzelfde wegstrepen)

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)