Redoxreacties - Chemie - Theorie - Toelatingsexamens arts en tandarts

Redoxreacties

Redoxreacties

Voorwoord

Deze theoriehoofdstukken werden in eerste instantie samengesteld om in de theorie te voorzien die vereist is voor het afleggen van de toelatingsexamens arts en tandarts, maar heeft mettertijd een bredere bestemming gekregen, waardoor meer theorie voorzien is dan gekend moet zijn voor het toelatingsexamen. Toch is de theorie relatief beknopt gehouden: ze is vooral bedoeld voor wie het allemaal al eens gezien heeft en wil herhalen en daardoor zijn basis verstevigen. Ik denk dat ze daardoor nuttig kan zijn bij de voorbereiding van die toelatingsexamens, voor olympiades of voor een herhaling van leerstof voor het aanvangen van hogere studies. Maar als je besluit dit document te gebruiken voor welke test dan ook, check dan zelf welke leerstof gekend moet zijn op de officiële sites.
De auteur van dit document kan in geen enkel geval aansprakelijk gesteld worden voor eventuele gevolgen van of schade die kan ontstaan uit het gebruik van dit document.

Inleiding

Bij redoxreacties is er een uitwisseling van elektronen: bepaalde atomen worden gereduceerd, hier daalt het oxidatiegetal door het opnemen van elektronen. Dit is de oxidator. Andere atomen zullen de elektronen afgeven: zij worden geoxideerd en hun oxidatiegetal stijgt. Dit is de reductor.
Bijvoorbeeld: 2 Na + Cl2 -> 2 NaCl
Hier gaat het oxidatiegetal van Na van 0 naar +I.
Na wordt dus geoxideerd en is de reductor.
Hier gaat het oxidatiegetal van Cl van 0 naar -I.
Cl wordt dus gereduceerd en is de oxidator.

Persoonlijk geheugensteuntje

Persoonlijk onthoud ik het als volgt: zuurstof (zoals de naam - oxide – zegt: een oxidator) gaat naar –II, dus krijgt elektronen bij. Een oxidator krijgt dus elektronen bij. Geoxideerd worden betekent dan elektronen afstaan.
Roesten is een redoxreactie: ijzer (Fe) wordt geoxideerd tot ijzer(III)oxide (Fe2O3).
Roesten is een redoxreactie.

Schrijfwijze

Men kan de elektronenbalans zo opschrijven:
2 Na +
2 NaCl
2 x -1e-
2 x +1e-

Spanningsreeks van metalen

Sommige stoffen worden eerder geoxideerd of gereduceerd dan andere. Dit wordt gegeven in de spanningsreeks van metalen.
Au3+ + 3 e-
+1,42 V
Sterke oxidator
Zwakke reductor
Hg2+ + 2 e-
+ 0,85 V
Ag+ + 1 e-
+ 0,80 V
Normpotentiaal E0
Cu2+ + 2 e-
+ 0,34 V
H+ (H20) + 1 e-
+ 0,00 V
Pb2+ + 2 e-
- 0,13 V
Fe2+ + 2 e-
- 0,41 V
Zn2+ + 2 e-
- 0,76 V
Al3+ + 3 e-
- 1,66 V
Fe3+ + e-
+ 0,77 V
Mg2+ + 2 e-
- 2,38 V
Na+ + 1 e-
- 2,71 V
Zwakke oxidator
Sterke reductor

Spanningsreeks van metalen

Deze gegevens komen uit de BINAS tabel 48.
Bovenaan staan de sterkste oxidatoren, dit zijn de edele metalen, stoffen die zelf eerder zullen oxideren (elektronen opnemen).
Zij worden dus niet makkelijk geoxideerd, dit zijn de edele metalen, bvb. goud roest niet.
Onderaan staan de sterkste reductoren, dit zijn de onedele metalen, zij worden gemakkelijk geoxideerd(elektronen afstaan).
Dus, bijvoorbeeld, zink (Zn) zal eerder geoxideerd worden dan ijzer (Fe).
De koppels Zn2+/Zn, Cu2+/Cu,… noemt men redoxkoppels.
De E0-waarde noemt men de normpotentiaal van het redoxkoppel (ook wel redoxpotentiaal of reductiepotentiaal genoemd).
Hoe groter E0, hoe sterker de oxidator.

Zinkanodes

We zien dus dat Zn bijvoorbeeld eerder zal geoxideerd worden dan Fe.
Daarom bijvoorbeeld dat men op ijzeren (stalen) schepen of nabij ijzeren (stalen) scheepsonderdelen stukken zink plaatst, die dan oxideren (=roesten) en voorkomen dat het ijzer geoxideerd wordt, dit zijn de zogenaamde zinkanodes.
De koppels Zn2+/Zn, Cu2+/Cu,… noemt men redoxkoppels.
Een zinkanode nabij een scheepsschroef.

Experiment

Als we een zinkmetalen staaf (Zn) onderdompelen in CuSO4 (Cu2+, dus het Cu is geoxideerd) wordt het Zn eerder geoxideerd en deze reactie gaat door:
Cu2+ + Zn -> Cu + Zn2+
Dus Zn2+ komt in de oplossing, Cu gaat uit de oplossing op de Zn-staaf zitten.
Als we een kopermetalen staaf (Cu) onderdompelen in ZnSO4 (Zn2+) gebeurt er niets, want Zn is hier al geoxideerd en dit blijft zo.
Deze reactie gaat dus NIET door:
Cu + Zn2+ -> Cu2+ + Zn

Galvanische of chemische cel

Ook elektrolytische cel genoemd.
Stel dat we in één pot een zinkstaaf in zinksulfaat onderdompelen en in een andere pot een koperstaaf in kopersulfaat.
Als we beide metalen met elkaar verbinden, gaat er een stroom lopen zoals aangeduid op de tekening.
Dit komt omdat het zink zal geoxideerd worden en in de oplossing terecht komt als Zn2+, hierbij ontstaan elektronen.
Deze elektronen kunnen lopen naar de andere staaf, waar de Cu2+ uit de oplossing omgezet wordt in Cu (gereduceerd).

Galvanische of chemische cel

Hierdoor ontstaat dus een stroom van elektronen van links naar rechts, wat dus een elektrische stroom is.
Omdat de linkse oplossing steeds positiever wordt en de rechtse oplossing steeds negatiever, wat de stroom zou tegenwerken, voorziet men een poreuze scheidingswand die de ionen doorlaat. Dit kan ook door een brug tussen de beide vloeistoffen aan te leggen.
Welke spanning wordt opgewekt?
Wel, de normpotentiaalwaarde (E0, zie tabel) van Zn is -0,76 V en die van Cu is +0,34 V. Het verschil tussen beiden is 0,34 V – (-0,76 V) = 1,1 V, dit is de spanning die we meten tussen de twee metalen.
Opmerking: men kan het proces omkeren door een spanningsbron aan te leggen tussen de twee platen.

Opmerking

In een galvanische cel die stroom produceert is de anode de negatieve pool, de kathode de positieve pool.
Als we iets aandrijven met stroom, bvb. het weer opladen van een galvanische cel door een externe stroombron of de elektrolyse van water, dan is de kathode de negatieve pool en de anode de positieve pool (enkel hier geldt het ezelsbruggetje KNAP).
De naamgeving kation voor een positief ion en anion voor een negatief ion blijft wel in alle gevallen behouden.

Opmerking

Ter informatie: men kan ook stroom opwekken door de twee verschillende metalen in één elektrolyt onder te dompelen.
Dit kan bvb. CuSO4 zijn.
Ook hier zal de Zn geoxideerd worden en als Zn2+ in de oplossing komen en de elektronen naar de Cu-kant stromen en Cu2+ uit de oplossing op het metaal halen.
Men kan zelfs een citroen gebruiken (de vloeistof is ook een elektrolyt).

Loodaccu

Bij een loodaccu (de accu in de meeste auto’s) zijn de elektroden van lood (Pb) en lood(IV)oxide (PbO2).
De elektrolyt is zwavelzuur (H2SO4)
Bij ontladen aan de anode:
Pb (v) + SO42- (opl) → PbSO4 (v) + 2 e-.
Bij ontladen aan de kathode:
PbO2 (v) + SO42- (opl) + 4 H+ (opl) + 2 e- → PbSO4 (v) + 2 H2O (vl).
Aan beide elektroden wordt dus PbSO4 afgezet. Een ontladen accu bevat dus veel water en weinig zwavelzuur, waardoor hij kan beschadigen bij vriestemperaturen.

Opstellen van redoxreacties

Het opstellen van redoxreacties is niet altijd even eenvoudig.
Een algemene methode is het werken met halfreacties.
Elke redoxreactie is op te delen in twee halfreacties:
Eén waarbij elektronen worden afgestaan.
Eén waarbij elektronen worden opgenomen.
Bijvoorbeeld:
Geeft twee halfreacties:
OXIDATOR:
REDUCTOR:
2 Fe (s) + 02 (g)-> 2 FeO (s)
Fe -> Fe2+ + 2 e-
02 + 4 e- -> 2 O2-

Opstellen van redoxreacties

Opstellen van de totale reactievergelijking is eenvoudig door de twee halfreacties op te tellen, waarbij we de eerste met 2 vermenigvuldigen om de elektronen weg te balanceren:
OXIDATOR:
REDUCTOR:
Fe -> Fe2+ + 2 e-
02 + 4 e- -> 2 O2-
2 Fe + 02 -> 2 FeO

Voorbeeld in zuur milieu

Cr2O72- reageert in zuur milieu met SO32- tot Cr3+ en SO42-
Wat is de redoxreactie?
Cr gaat van +VI naar +III en S van +IV naar +VI
Dan zijn de halfreacties (de elektronenbalans moet kloppen):
Cr2O72- + 6 e- -> 2 Cr3+ en 3 SO32- + 6 e- -> 3 SO42-
Dus Cr2O72- + 3 SO32- -> 2 Cr3+ + 3 SO42-
We maken nu het element O kloppend door aan de juiste kant H2O bij the schrijven:
Cr2O72- + 3 SO32- -> 2 Cr3+ + 3 SO42- + 4 H2O
Zuur milieu, we balanceren de H’s door H+ aan de juiste kant toe te voegen:
Cr2O72- + 3 SO32- + 8H+ -> 2 Cr3+ + 3 SO42- + 4 H2O

Voorbeeld in basisch milieu

S2- + I2 -> SO42- + I- in basisch milieu.
S2- -> SO42- en I2 -> 2 I-
S gaat van –II naar +VI, I van 0 naar -I
Dus halfreacties S2- -> SO42- + 8 e- en 4 I2 -> 8 I- + 8 e-
S2- + 4 I2 -> SO42- + 8 I-
O en H balanceren: S2- + 4 H2O + 4 I2 -> SO42- + 8 I- + 8 H+
Dus nu de H+ wegwerken met OH-:
S2- + 4 H2O + 4 I2 + 8 OH- -> SO42- + 8 I- + 8 H2O
En dus is de redoxreactievergelijking:
S2- + 4 I2 + 8 OH- -> SO42- + 8 I- + 4 H2O