H11 - Redoxreacties _ H11.1 - 11.4

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo
• Leerjaar 5

Hoofdstuk 6 RedOx-reacties

Leerdoelen  - Hoofdstuk 6

Na deze paragrafen weet ik...:

• wat een elektrochemische reactie is (RedOx-reactie)

Na deze paragrafen kan ik...:

• uitleggen wat een oxidator en een reductor is
• Binas gebruiken bij het opstellen van elektrochemische reacties
• halfreacties opstellen van een elektrochemische reactie
• een totaalreactie opstellen van een elektrochemische reactie
• RedOx-reactie opstellen in een netraal / zuur / basisch milieu

Bekijk de volgende filmpjes

Introductie RedOx-reacties

Redoxreacties

• Reactie waarbij elektronen (e-) worden overgedragen.
• Altijd minimaal twee deeltjes aanwezig:
• -> Oxidator: neemt elektronen op
  
• -> Reductor: staat elektronen af

• Soms reageren meerdere deeltjes samen als oxidator of reductor.
• Binas tabel 48.

• Voorbeelden: roesten/corrosie, verbranding, reacties in de batterij.

Oxidator

• Neemt elektronen op
• Elektronenacceptor
• Linkerkolom Binas 48
• Sterkste oxidator links bovenin (F2)
• Voorbeeld chloor:

Cl2 (g) + 2 e- -> 2 Cl-

Reductor

• Staat elektronen af
• Elektronendonor
• Rechterkolom Binas 48
• Sterkste reductor rechts onderin (Li)
• Voorbeeld ijzer:

Fe (s) -> Fe2+ + 2 e-

Redoxkoppels

Voorbeeld chloor: Cl2 + 2 e- -> 2 Cl-

• In het voorbeeld is chloor oxidator (neemt e- op).
• Er ontstaat Cl-, dit is een reductor.
• Cl2 en Cl- noemen we samen een redoxkoppel.
• In Binas 48 staan veel voorkomende redoxkoppels.

Zuurbase

• H+ overdracht
• Zuur reageert met base
• Zuur staat H+ af
• Base neemt H+ op
• Binas tabel 49

Redox

• Elektronen (e-) overdracht
• Reductor reageert met oxidator
• Reductor staat e- af
• Oxidator neemt e- op
• Binas tabel 48

Redoxreacties herkennen

Voorbeeld: 2 Na (s) + Cl₂ (g) -> 2 NaCl (s)

• Na (s) voor de pijl heeft geen lading, na de reactie is dit Na+ geworden (in een zout).
• Cl₂ (g) voor de pijl heeft geen lading, na de reactie is dit Cl- geworden.
• Na heeft dus een elektron afgestaan aan Cl2.
• Na is reductor, Cl2 is oxidator.

Leg uit dat dit een redoxreactie is:
2 Zn + O2 -> 2 ZnO

Halfreacties

• Elke redoxreactie bestaat eigenlijk uit 2 halve reacties: 
• 1 van de oxidator en 1 van de reductor.

• Dit geven we weer in halfreacties (Binas 48).
• Twee halfreacties (red en ox) geven de totaalreactie.

Halfreacties van open vraag

• Voorbeeld: 2 Zn + O2 -> 2 ZnO

• ox: O2 + 2 e- -> 2 O2-
• red: Zn -> Zn2+ + 2e- 

• Bij elkaar optellen geeft de totaalreactie (ionen vormen samen zout).

Sterkte oxidatoren/reductoren

• Redoxreactie vindt plaats tussen sterkste oxidator en de sterkste reductor die aanwezig zijn.

Voorspel of er een redoxreactie zal plaatsvinden tussen water en natrium.

Stappenplan opstellen redoxreactie

1. Noteer de formules van alle deeltjes (ook H2O in oplossing, H+ in zuur milieu, OH- in basisch milieu).
2. Zoek de sterkste reductor en sterkste oxidator.
3. Noteer beide halfreacties.
4. Optellen voor totale vergelijking (let op! Elektronen voor en na de pijl moeten gelijk zijn).
5. Eventueel deeltjes wegstrepen die voor én na de pijl staan.

Tin(II)chloride-opl. met oxaalzuur-opl.

1. Deeltjes: Sn²⁺, Cl^-, H₂O, H₂C₂O₄
2. Red: H₂C₂O₄ (-0,49), Ox: Sn²⁺ (-0,14)
3. Red: H2C₂O₄ -> 2 CO₂ (g) + 2 H⁺ + 2e^-                                                                          Ox: Sn²⁺ + 2 e^- -> Sn (s)                              
4. Totaal: H₂C₂O₄ + Sn²⁺ -> 2 CO₂ + 2 H⁺ + Sn (s) 

Bekijk de volgende filmpjes

Opstellen van RedOx-reacties

Kaliloog + waterstofgas + broomwater

1. Deeltjes: K+, OH-, H2 (g), Br2 (l)
2. Red: H2 + 2 OH- (-0,83), ox: Br2 (+1,07)
3. Red: H2 + 2 OH- -> 2 H₂O + 2e^-                                                                                            Ox: Br2 + 2 e^- -> 2 Br-                              
4. Totaal: H₂ + 2 OH- + Br2 -> 2 H₂O + 2 Br- 

RedOx in neutraal / zuur / basisch milieu

• Redoxreactie kunnen ook plaatsvinden in aangezuurd of basisch milieu
• Dit kan van invloed zijn op de reactie

• Zuur millieu: H⁺ - deeltjes erbij noteren
• Basisch millieu: OH^- - deeltjes erbij noteren

Aangezuurd kaliumpermanganaat-opl. + natriumthiosulfaat-opl.

1. Deeltjes: H⁺, K⁺, MnO₄^-, H₂O, Na⁺, S₂O₃^2-
2. Red: S₂O₃^2- (+0,10), ox: MnO₄^- + 8 H⁺ (+1,51)
3. Red: 2 S₂O₃^2- -> S₄O₆^2- + 2e^-                           (5x) elektronen gelijk maken  Ox: MnO₄^- + 8 H⁺ + 5 e^- -> Mn²⁺ + 4 H₂O      (2x)                   
4. Totaal: 10 S2O32- + 2 MnO4- + 16 H+ -> 5 S4O62- + 2 Mn2+ + 8 H2O

Standaard Elektrodepotentiaal (V₀)

• Een maat voor de sterkte van de oxidator in het koppel
  
• Eenheid = Volt (joule per coulomb)

• Verschil in Elektrodepotentiaal (∆V₀) bepaald of reactie wel/niet verloopt
• Berekenen: ∆V0 = V0 OX – V0 RED
  

• ≥ 0,3 V dan aflopend
  
• Tussen 0,3 en -0,3 V dan evenwicht
  
• ≤ -0,3 V dan geen reactie

BiNaS T.48

• Uitzonderingen op Binas Tabel 48:
• V₀ is andere waarde, bij andere omstandigheden dan Binas
• Oxidatoren HSO₄^- en SO₄^- reageren in warm geconcentreerd zwavelzuur

• Geconcentreerd salpeterzuur reageert anders dan verdunt salpeterzuur:
• => Geconcentreerd HNO₃ geeft NO₂-gas
• => Verdund HNO₃ geeft NO-gas = sterkere reductor

Kan een blokje natrium als reductor of als oxidator reageren?

1. Alleen reductor
2. Alleen oxidator
3. Beide

Kan chloorgas als reductor of als oxidator reageren?

1. Alleen reductor
2. Alleen oxidator
3. Beide

Wat is de halfreactie als ijzerpoeder reageert in een redoxreactie? Gebruik Binas 48.

1. Fe−>Fe​2+​​+2e​−​​
2. Fe​2+​​+2e​−​​−>Fe
3. Fe​3+​​+e​−​​−>Fe​2+​​
4. Fe​2+​​−>Fe​3+​​+e​−​​

Wat is de halfreactie als zuurstof in zuur milieu reageert in een redoxreactie? Gebruik Binas 48.

1. O​3​​+2H​+​​+2e​−​​−>H​2​​O+O​2​​
2. O​2​​+4H​+​​+4e​−​​−>2H​2​​O
3. O​2​​+2H​+​​+2e​−​​−>H​2​​O​2​​
4. O​2​​+2H​2​​O+4e​−​​−>4OH​−​​

Geef de halfreacties van waterstofperoxide wanneer deze:
a) aangezuurd is
b) niet aangezuurd is

a) H₂O₂ + 2 H⁺ + 2 e^- → 2 H₂O

b) H₂O₂ + 2 e^- → 2 OH^-

Geef de halfreacties + totaalvergelijking van de redoxreactie tussen aluminium en aangezuurd waterstofperoxide.

Aan een basische oplossing van natriumnitriet wordt een oplossing van kaliumpermaganaat toegevoegd.
Geef de totale redox vergelijking.

De vergelijking van de halfreactie van pyriet is hieronder gedeeltelijk weergegeven. Neem deze vergelijking over en maak kloppend door de juiste coëfficiënten en de elektronen aan te vullen:

                              FeS₂  + H₂O  --> SO₄^2-  +  H⁺  + Fe³⁺   

Geef de halfreactie van Sn⁴⁺ → Sn²⁺.
Bedenk zelf hoeveel e⁻ hierbij betrokken zijn
en waar ze staan.

Wat vind je nu nog lastig?
Waar heb je nog uitleg over nodig?
Wat zou je nog (meer) willen oefenen?