Afdeling:Scheikunde/Inleiding in de algemene chemie/Redox

Uit Wikibooks
Naar navigatie springen Naar zoeken springen

Redoxreacties[bewerken]

1. De oxidatietrap[bewerken]

De oxidatietrap van een atoom in een molecule is het aantal vreemde elektronen dat dit atoom naar zich toetrekt (en dus een negatieve oxidatietrap krijgt) of loslaat (en bijgevolg een positieve oxidatietrap verkrijgt). Hierbij worden elektronen nooit volledig opgenomen of afgegeven door het atoom.

2. Regels voor het bepalen van de oxidatietrap[bewerken]

De algebraïsche som van de oxidatietrappen van de atomen in een molecule is 0. De oxidatietrap van 2 aan elkaar gebonden atomen (bv. Cl2 , N2 ...) is 0. De oxidatietrap van een elementaire stof (bv. S , Ag, Fe ...) bedraagt ook altijd 0. De oxidatietrap van H in een samengestelde verbinding is altijd + I (behalve in de hydriden, hierin bedraagt de oxidatietrap -I). De oxidatietrap van O in een samengestelde verbinding is altijd - II (behalve in de peroxiden, hierin bedraagt de oxidatietrap - I). De oxidatietrap van een monoatomisch ion is gelijk aan de lading van dit ion (bv. Na+: oxidatietrap = + I). De som van de oxidatietrappen in een polyatomisch ion is gelijk aan de lading van het polyatomisch ion (bv. SO42-).

3. Definities[bewerken]

Redoxreactie: reactie waarbij de oxidatietrap van atomen of ionen verandert doordat er een overdracht van elektronen optreedt.

Oxidator: een atoom of ion waarvan de oxidatietrap kan dalen doordat dit atoom of ion elektronen naar zich toehaalt.

Reductor : een atoom of ion waarvan de oxidatietrap kan stijgen doordat dit atoom of ion elektronen afstaat.

Bij een reductie daalt de oxidatietrap doordat het atoom elektronen naar zich toetrekt. Bij een oxidatie stijgt de oxidatietrap doordat het atoom elektronen loslaat.

Beide processen (reductie en oxidatie) treden in een chemische reactie altijd samen op. Er wordt dan ook gesproken van een redoxreactie.

4. Regels voor het opstellen van redoxreactie[bewerken]

a) schrijf de halfreacties op die optreden

b) zorg dat het aantal opgenomen elektronen gelijk is aan het aantal afgegeven elektronen

c) tel de halfreacties op en schrijf de atomen of ionen in de vorm waarin ze werkelijk voorkomen

d) controleer de ladingsbalans. Het aantal ladingen rechts dient hetzelfde te zijn als de lading links.

e) Schrijf de moleculevergelijking terug op.


Indien de ladingen niet in evenwicht zijn, dient u het volgende te doen:

in zuur midden: breng de ladingen rechts of links in orde door in het ene lid H+ ionen toe te voegen, en in het andere lid een overeenstemmende hoeveelheid H2O te schrijven. Hierbij komen 2 H+ ionen overeen met 1 molecule H2O

In basisch of neutraal midden wordt de reactie in evenwicht gebracht door in het ene lid OH- ionen te schrijven, en in het andere lid een overeenkomstige hoeveelheid H2O moleculen toe te voegen. Hierbij geldt dat 2 OH- ionen overeenkomen met 1 molecule H2O

5. Uitgewerkt voorbeeld van een redoxreactie[bewerken]

Opgave: SO2 + KMnO4 in zwak zuur milieu

( Mn+VII + 5e- => Mn+II)x 2

( S+IV - 2e- => S+VI)x 5


2 MnO4- + 5 SO2 => 2 Mn2+ + 5 SO42-

De ladingen worden nu geteld: linkerzijde: lading: 2 . (-1) + 5 . 0 = -2 rechterzijde : lading: 2 . 2 + 5 . (-2) = 4 + (-10) = -6

Om de ladingsbalans in evenwicht te brengen wordt aan de rechterzijde 4 H+ ionen toegevoegd. Aan de linkerzijde dient dit te worden gecompenseerd met 2 H2O moleculen. De reactie ziet er nu als volgt uit:

2 MnO4- + 5 SO2 + 2 H2O => 2 Mn2+ + 5 SO42-

Nu dient enkel de juiste moleculeformule terug op te schrijven, maar hierover dient ook nog een opmerking over gemaakt te worden, namelijk dat de molecuulformule niet exact is. Er kunnen in sommige gevallen meerdere, weliswaar theoretische formules worden opgesteld. Als men echt wilt weten welke moleculen effectief gevormd worden, dan kan men dit experimenteel bepalen. In dit geval is een mogelijke combinatie:

2 KMnO4 + 2 H2O + 5 SO2 => 2 MnSO4 + K2SO4 + 2 H2SO4

Verder dient nog vermeld te worden dat via deze methode voor het oplossen van redoxreacties (methode van de halfreacties) niet alle redoxreacties oplosbaar zijn. In 99% van de gevallen kan men echter via de bovenstaande methode een oplossing bekomen.

6. Het opstellen van de halfreacties[bewerken]

Één van de grootste problemen van het oplossen van redoxreacties aan de hand van de bovenstaande methode, is het feit dat men niet altijd weet welke halfreacties er precies optreden. Daarvoor bestaat de volgende lijst:

Reductoren

H2S => H2O + S

Fe2+ => Fe3+

Cu => Cu2+

SO32- => SO42-

HSO3- => SO42-

Zn => Zn2+

S => SO2

SO2 => SO42-

F- => F2

Cl- => Cl2

Br- => Br2

I- => I2

Oxidatoren

Cl2 => Cl-

Cl2 + OH- => Cl- + ClO-

Cr2O72- => Cr3+

ClO- => Cl-

MnO2 => Mn2+

MnO4- => Mn2+ (in zuur milieu)

MnO4- => MnO2 (in neutraal of basisch milieu)

HNO3 => NO2 (indien geconcentreerd HNO3)

HNO3 => NO (indien verdund HNO3 )

H2O2 => H2O

H2SO4 => SO2 (indien geconcentreerd)

H2SO4)

H2SO4 => H2 (indien verdund H2SO4 )

7. Voorbeeld 2[bewerken]

De volgende tabel zal nu even verduidelijkt worden aan de hand van een volgende redoxreactie:

opgave: MnO2 + FeSO4 (in neutraal milieu)

We raadplegen de bovenstaande lijst en zien het volgende:

MnO2 => Mn2+ (in basisch milieu) Fe2+ => Fe3+

Met behulp van deze informatie worden de halfreacties opgesteld:

(Mn+IV + 2 e- => Mn+II)

(Fe+II - 1 e- => Fe+III)x 2


MnO2 + 2 Fe2+ => Mn2+ + 2 Fe3+

De ladingsbalans wordt berekend: Linkerlid: 0+(2.2) = 4 Rechterlid: 2+(2.3) = 8

In het rechterlid worden dus 4OH- ionen toegevoegd. Bijgevolgd wordt dit gecompenseerd in het linkerlid door het toevoegen van 2 moleculen H2O. De volgende vergelijking wordt nu verkregen:

MnO2 + 2Fe2+ + 2H2O => 2Fe3+ + Mn2+ + 4OH-

Als de moleculevergelijking opgesteld wordt dan is één van de mogelijkheden:

MnO2 + 2FeSO4 + 2H2O => Mn(OH)2 +2 Fe(OH)SO4 2Subscript tekst Atomen met meerdere oxidatietrappen

Sommige atomen kunnen in verbindingen verschillende oxidatietrappen hebben. 2 van zulke atomen zijn zwavel en stikstof. Er kan een reeks opgesteld worden van de atomen in verbindingen van hoge naar lage oxidatietrap:

8. De zwavelreeks[bewerken]

S+VI : SO3 en SO42- oxidator

S+IV : SO2 en SO32- zowel oxidator als reductor

S0 : S zowel oxidator als reductor

S-II: H2S reductor


De stikstofreeks[bewerken]

N+V : NO3- oxidator

N+IV: NO2 zowel oxidator als reductor

N+III: N2O3 zowel oxidator als reductor

N+II : NO zowel oxidator als reductor

N+I : N2O en NO2- zowel oxidator als reductor

N0 : N2 zowel oxidator als reductor

N-III: NH3 Reductor (NH3 => NO)

Informatie afkomstig van http://nl.wikibooks.org Wikibooks NL.
Wikibooks NL is onderdeel van de wikimediafoundation.