COMMUNITY

Samenvatting · Scheikunde · vwo 5 Redoxreacties: halfreacties, elektrodepotentialen en cellen

StudyZone

ScheikundeVak

WAT ZIT ERIN

1Van een batterij in je telefoon tot een roestende fiets: overal waar elektronen van het ene deeltje naar het andere gaan, is er een redoxreactie. Na deze samenvatting kun je oxidator en reductor aanwijzen, halfreacties opstellen en combineren, met standaardelektrodepotentialen…

Bewaar deze samenvatting

Van een batterij in je telefoon tot een roestende fiets: overal waar elektronen van het ene deeltje naar het andere gaan, is er een redoxreactie. Na deze samenvatting kun je oxidator en reductor aanwijzen, halfreacties opstellen en combineren, met standaardelektrodepotentialen voorspellen of een reactie verloopt en uitleggen hoe een elektrochemische cel en een elektrolyse werken.

Elektronenoverdracht

Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen.

De reductor staat elektronen af. Hij wordt zelf geoxideerd.
De oxidator neemt elektronen op. Hij wordt zelf gereduceerd.

Een zinkstaafje in een oplossing met koperionen wordt bedekt met koper, terwijl de blauwe kleur van de oplossing afneemt. Zink is de reductor, de koperionen zijn de oxidator.

Halfreacties

Je splitst een redoxreactie op in twee halfreacties: één voor de reductor en één voor de oxidator.

Zn \to Z n^{2 +} + 2 e^{-}

C u^{2 +} + 2 e^{-} \to Cu

In de totale reactievergelijking mogen geen elektronen staan. Maak het aantal afgestane en opgenomen elektronen gelijk door de halfreacties zo nodig te vermenigvuldigen, en tel ze dan op:

Zn + C u^{2 +} \to Z n^{2 +} + Cu

Een halfreactie zelf opstellen

Staat een halfreactie niet in de tabel, dan stel je hem in een zuur milieu op in vier stappen.

Voorbeeld

de omzetting van permanganaat

Mn O_{4}^{-}

M n^{2 +}

Maak de atomen anders dan O en H kloppend: links en rechts 1 Mn.

Maak O kloppend met

H_{2} O

: rechts

4 H_{2} O

Maak H kloppend met

H^{+}

: links

8 H^{+}

Maak de lading kloppend met elektronen: links is de lading

- 1 + 8 = + 7

, rechts

+ 2

. Er moeten dus 5 elektronen links bij.

Mn O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O

Combineer je deze halfreactie met $F e^{2 +} \to F e^{3 +} + e^{-}$ , dan vermenigvuldig je de ijzerhalfreactie met 5:

Mn O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 F e^{2 +} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O + 5 F e^{3 +}

Controle: links en rechts staan 1 Mn, 4 O, 8 H en 5 Fe, en de totale lading is aan beide kanten $+ 17$ .

Sterkte van oxidatoren en reductoren

De sterkte van een redoxkoppel lees je af aan de standaardelektrodepotentiaal $V_{0}$ , in volt.

Hoe hoger $V_{0}$ , hoe sterker de oxidator van het koppel.
Hoe lager $V_{0}$ , hoe sterker de reductor van het koppel.

Onthoud

een redoxreactie kan verlopen als de

V_{0}

van de oxidator hoger is dan de

V_{0}

van de reductor. Reageren er meerdere deeltjes, kies dan de sterkste oxidator en de sterkste reductor die aanwezig zijn.

Koppel	$V_{0}$ (V)
$A g^{+} + e^{-} \to Ag$	+0,80
$C u^{2 +} + 2 e^{-} \to Cu$	+0,34
$Z n^{2 +} + 2 e^{-} \to Zn$	-0,76

Koperionen (+0,34 V) reageren dus met zink (-0,76 V). Andersom gebeurt niets: een koperstaaf in een oplossing met zinkionen blijft onaangetast. De oxidator $Z n^{2 +}$ heeft dan een lagere $V_{0}$ (-0,76 V) dan de reductor koper (+0,34 V).

De elektrochemische cel

In een elektrochemische cel (een batterij) laat je de reductor en de oxidator gescheiden reageren, zodat de elektronen door een stroomdraad moeten. Elke halfreactie gebeurt in een eigen halfcel.

Aan de negatieve elektrode reageert de reductor: daar komen de elektronen vrij die de draad in gaan.
Aan de positieve elektrode reageert de oxidator: die neemt de elektronen op.
Een zoutbrug (of membraan) laat ionen door, zodat beide halfcellen elektrisch neutraal blijven en de stroomkring gesloten is.

De bronspanning bereken je als $Δ V_{0} = V_{0} (oxidator) - V_{0} (reductor)$ . Voor de zink-kopercel is dat $0, 34 - (- 0, 76) = 1, 10$ V.

Elektrolyse

Bij elektrolyse dwingt een stroombron een redoxreactie af die vanzelf niet zou verlopen.

Aan de negatieve elektrode reageert de sterkste oxidator die aanwezig is: de stroombron duwt er elektronen naartoe.
Aan de positieve elektrode reageert de sterkste reductor die aanwezig is: de stroombron trekt er elektronen weg.

Let op

in een elektrochemische cel reageert de reductor aan de negatieve elektrode, bij elektrolyse aan de positieve elektrode. Wat in beide gevallen gelijk is: oxidatie gebeurt aan de elektrode waar elektronen de stroomkring in gaan.

Corrosie

IJzer roest doordat het in contact met zuurstof en water wordt geoxideerd:

Fe \to F e^{2 +} + 2 e^{-}

O_{2} + 2 H_{2} O + 4 e^{-} \to 4 O H^{-}

Je kunt ijzer beschermen met een laag verf of met een opofferingsmetaal: een metaal dat een sterkere reductor is dan ijzer, zoals zink. Dat metaal wordt dan geoxideerd in plaats van het ijzer.

Valkuilen

De oxidator wordt gereduceerd en de reductor wordt geoxideerd. Dat klinkt omgekeerd, maar het klopt.
Controleer bij elke halfreactie en totaalvergelijking zowel de atomen als de lading.
In de totaalvergelijking staan geen elektronen meer.
Gebruik bij de bronspanning altijd $V_{0}$ van de oxidator min $V_{0}$ van de reductor, niet andersom.

In het kort

Reductor staat elektronen af en wordt geoxideerd; oxidator neemt elektronen op en wordt gereduceerd.
Halfreacties in zuur milieu stel je op met $H_{2} O$ , $H^{+}$ en $e^{-}$ , in die volgorde.
Maak de elektronen gelijk en tel de halfreacties op tot een totaalvergelijking zonder elektronen.
Een reactie kan verlopen als $V_{0}$ van de oxidator hoger is dan $V_{0}$ van de reductor.
In een elektrochemische cel reageert de reductor aan de negatieve elektrode; $Δ V_{0} = V_{0} (ox) - V_{0} (red)$ .
Bij elektrolyse reageert de sterkste oxidator aan de negatieve en de sterkste reductor aan de positieve elektrode.

Staat hier iets dat niet klopt of niet hoort? .