Redox CE stof

- Reductie, de zuurstof wordt onttrokken, Oxidatie, de zuurstof komt erbij. Oxidatie en reductie gaan hand in hand. Net als bij een zuur-basereactie is het een voorbeeld van het donor-acceptorconcept.
- Een oxidator is een deeltje dat elektronen kan opnemen.
- Een reductor is een deeltje dat elektronen kan afstaan.
- Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronenoverdracht optreedt. De reductor staat elektronen af, de oxidator neemt elektronen op.
- Bij een redoxreactie in een zuur milieu kunnen de formules H+ en H2O voorkomen, in basisch milieu OH- en H2O.
- Een redoxkoppel is een geconjugeerd oxidator-reductorpaar, hetzelfde principe als een zuur base geconjugeerd koppel.
- Een redoxreactie verloopt het best naar rechts als de sterkste oxidator links staat. De sterkere reductor staat dan automatisch ook links in de vergelijking. Staan de zwakkere oxidator en reductor links, dan verloopt de reactie het beste naar links.
- De standaardelektronenpotentiaal V0 is een maat voor de sterkte van een redoxkoppel. Hoe hoger V0, hoe sterker de oxidator en hoe zwakker zijn geconjugeerde reductor.
- Een redoxreactie:            ΔV0 = V0(OX) – V0(RED)
                                          is aflopend, als ΔV0 ≥ 0.3: volt
                                          niet merkbaar zal verlopen, als ΔV0 ≤ -0.3: volt
                                          een evenwichtsreactie is, als -0.3 < ΔV0 < 0.3: volt
stappenplan opstellen redoxreacties

stap

actie

Toelichting

1

Inventariseer alle deeltjes

Denk eraan dat bij oplossingen dat H2O zowel een oxidator als reductor is

2

Rangschik de deeltjes naar reductor en oxidator

Binas tabel 48

3

Bepaal wat de sterkste reductor en sterkste oxidator is

Binas tabel 48

4

Bepaal of de reactie wel verloopt, en zo ja dan hoe, aflopend of een evenwicht

ΔV0 = V0(OX) – V0(RED)
aflopend          =   ΔV0 ≥ 0.3V
verloopt niet    =   ΔV0 ≤ -0.3V
evenwicht        =   -0.3V < ΔV0 < 0.3V

5

Stel de halfvergelijkingen op

-

6

Maak de elektronen kloppend

Zorg dat er rechts in de ene halfvergelijking en links in de andere evenveel elektronen (e’tjes) staan

7

Tel de beide halfvergelijkingen op

-

8

Controleer je totaalvergelijking en laat de e’tjes eruit

Controleer lading voor en na de pijl en etc.

9

Zorg ervoor dat er in de totaalvergelijking niet 2 keer hetzelfde deeltje voor en achter de pijl voorkomt

Let op H2O !

Voorbeeld:
6H2O voor de pijl en 14H2O na de pijl    wordt:
niks voor de pijl en 8H2O na de pijl

En als het nou niet in binas staat…….?
Het kan voorkomen dat er sprake is van een oxidator of reductor die niet in tabel 48 van binas staat. Je moet dan toch in staat zijn een halfvergelijking op te stellen.

Bijvoorbeeld:
BrO3- reageert tot Br2. Is BrO3- een oxidator of een reductor?
Volg dan de volgende procedure:
Stap 1: maak alle andere atomen dan H en O eerst gelijk.
  2 BrO3-  →  Br2
Stap 2: maak nu de O atomen gelijk met watermoleculen:
2 BrO3- → Br2 + 6 H2O
Stap 3: maak de H atomen gelijk met H+ ionen:
2 BrO3- + 12 H+ → Br2 + 6 H2O
Stap 4: maak de ladingen kloppend met elektronen:
2 BrO3- + 12 H+ + 10e- → Br2 + 6 H2O
Je kunt nu direct zien dat BrO3- een oxidator is.
Herhaal deze procedure met de volgende (nog niet complete) halfreacties. Geef ook aan of het gaat om halfreacties van oxidatoren of reductoren.
Elektrochemische cellen
Een elektrochemische cel bestaat uit 2 halfcellen met een poreus membraan ertussen of een zoutbrug. De zoutbrug, of het poreus membraan, zorgen voor een gesloten stroomkring. De zoutbrug werkt als een verbindend elektrolyt. Een elektrolyt maakt stroomgeleiding mogelijk door vrij beweeglijke ionen.
De ene halfcel bestaat uit een reductor en de andere uit een oxidator. De oxidator moet sterk genoeg zijn om elektronen van de reductor op te nemen. In een elektrochemische cel reageert de sterkste oxidator altijd aan de + pool en de sterkste reductor altijd aan de - pool.
De elektronenstroom gaat dus van de reductor naar de oxidator. De reductor is altijd de negatieve pool, de oxidator de positieve pool. Dus de stroom gaat van negatief naar positief!
Je kunt een elektrochemische cel ook weergeven in een celdiagram, voor bovenstaande cel ziet dat er zo uit:   
De bronspanning van een elektrochemische cel is het potentiaalverschil tussen de elektrode van de halfcel met de sterkste oxidator en de elektrode van de halfcel met de sterkste reductor.
Bronspanning berekenenDe standaardelektrodepotentiaal van een redoxkoppel ox/red is gelijk aan de (bron) spanning van de elektrochemische cel die bestaat uit een ox/red-halfcel en een H+/H2-standaardcel. De standaardelektrodepotentiaal van de standaardhalfcel H+/H2 wordt per definitie op 0,000 volt gesteld, zie binas 48.