Redoxreacties

Inleiding

Reductie en oxidatie, afgekort redoxreacties beschrijven chemische reacties waarbij er een overdracht is van elektronen. De overdracht van elektronen gaat van de reductor naar de oxidator. De reductor staat dus elektronen af en een oxidator neemt elektronen op. Een deeltje is gereduceerd wanneer deze een elektron erbij heeft gekregen en is geoxideerd wanneer een elektron is afgenomen. Een oxidator wordt gereduceerd en een reductor wordt geoxideerd. Dit kunnen we dus uitdrukken met een vergelijking: \[ \mathrm{X_{red}^{-} + Y_{oxi} \rightarrow X_{red} + Y^{-}_{oxi}} \] Deze vergelijking kunnen we opdelen in twee halfvergelijkingen, waarin vrije elektronen worden genoteerd als e^{-}, want een elektron is bij definitie een negatieve lading: \[ \mathrm{X_{red} \rightarrow X_{red}^{+} + e^{-}} \] \[ \mathrm{Y_{oxi} + e^{-} \rightarrow Y_{oxi}^{-}} \] Bij het herkennen van een redoxreactie kijk je naar waar een elekron bij komt of waar een verdwijnt. Het meest bekende voorbeeld van een oxidatie is een verbranding. De verbranding van methaan kan bijvoorbeeld in twee halfvergelijkingen worden weergeven. \[ \mathrm{CH_4 \rightarrow C + 4 H^{+} + 4 e^{-} } \] \[ \mathrm{4 H^{+} (g) + O_2 (g) + 4 e^{-} \rightarrow 2 H_{2}O} (l) \]

Voorbeeld 1: Roesten van ijzer

Sommige metalen, zoals ijzer, beginnen te roesten wanneer ze in contact komen met vocht en zuurstof. Het roesten van ijzer is een voorbeeld van een redoxreactie. Ijzer reageert met zuurstof en water uit de lucht. Na een tijdje ontstaat er een laagje ijzeroxide (roest). Een voorbeeld van een redoxractie die optreedt is bijvoorbeeld: \[ \mathrm{4 Fe^{2+} + O_2 \rightarrow 4 Fe^{3+} + 2 O^{2-}} \] Hierbij valt op dat ijzer elektronen verliest (\(\mathrm{Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+}}\)) en is dus geoxideerd. Omdat ijzer een elektron afstaat is ijzer de reductor. Daarentegen, zuurstof heeft er juist elektronen bij gekregen (\(\mathrm{O \rightarrow O^{2-}}\)) en is dus gereduceerd. Gezien zuurstof een elektron van ijzer heeft afgenomen is zuurstof de oxidator.

Oefenvragen

Wijs van elke reactievergelijking de oxidator en reductor aan. \[ \mathrm{Zn (s) + 2 CuO} \]

  • oxidator: CuO, reductor: Zn

\[ \mathrm{PbO + Ni (s) \rightarrow Pb^{2+} + NiO} \]

  • oxidator: PbO, reductor: Ni

Halfreacties

Voor de overdracht van elektronen hoeven stoffen niet direct in contact te komen met elkaar. Dit wordt bijvoorbeeld geïllustreerd door de galvanische cel (zie figuur 1). In een galvanische cell zijn twee compartimenten van elkaar gescheiden. Toch reageren beide stoffen met elkaar. Deze reactie komt doordat beide compartimenten met elkaar verbonden zijn via een metaal dat goed een stroom kan geleiden als vaste stof. Daardoor kunnen elektronen bewegen van de anode naar de kathode.

Opfrisser: De anode is de negatieve (−) pool en de kathode is de positieve (+) pool.

Wat een groot voordeel is van dit systeem is dat energie kan worden verkregen door de stroming van elektronen. Door het contact tussen beide compartimenten te verbreken kan de stroom worden gestopt. Oftewel, we kunnen elektrische energie opslaan in de vorm van chemische energie.

- Bij elektrische energie wordt de energie verkregen door de wrijving van elektronen.
- Bij chemische energie wordt energie geproduceerd door stoffen te laten reageren.

Galvanische cell

Figuur 1: Een schematische weergaven van een Galvanische cell. De elektronen stromen van de anode naar de kathode via een koperen draad. De anode (−) is in dit geval een zink elektrode en de kathode (+) is een koperen elektrode. De elektroden bevinden zich in een zwavelzuur oplossing waardoor ZnSO4 en CuSO4 ontstaat. De functie van zwavelzuur is dat het fungeert als een elektrolyt.

Opfrisser
Deeltjes met een negatieve lading hebben meer elektronen dan protonen.

Oefenopgaven

Opdracht 1 - In ons lichaam wordt glucose geoxideerd (verbrand) om adenosine trifosfaat (ATP) te vormen. Dit process bestaat uit vele stappen, maar de reactie kan in een vergelijking worden samengevat. \[\mathrm{... C_{6}H_{12}O_{6} + ... O_2 \rightarrow ... CO_2 + ... H_2 O + ATP}\] Deze vergelijking is echter niet compleet. Vul de juiste hoeveelheden in bij de stippellijnen.
Opdracht 2 - Schrijf de halfreacties uit die horen bij onderstaande processen.
a. Elektrolyse van water.
b. Een methanol brandstofcel

Opdracht 3 - We hebben een auto-accu waarin elektrische stroom wordt verkregen met onderstaande reactie. \[\mathrm{Pb + PbO_{2} +2H_{2}SO_{4} \rightarrow 2PbSO_{4} +2H_{2}O}\] a. Wat is een elektrolyt?
b. Wat is de elektrolyt in bovenstaande vergelijking?
c. Wijs de oxidator en reductor aan in de vergelijking.

Opgave 1

\[\mathrm{1 C_{6}H_{12}O_{6} + 6 O_2 \rightarrow 6 CO_2 + 6 H_2 O + ATP}\]

Opdracht 2

a. Bij een elektrolysereactie wordt de stroom in tegengestelde richting geforceerd.
In de binas zoek je water op als reductor. Dan zou de reactie moeten vinden.
\[\mathrm{4 H^{+} (g)+ O_2 (g) + 4 e^- \rightleftharpoons 2 H_2 O (l)}\] Maar omdat het een elektrolysereactie is draai je de reactie om. \[\mathrm{2 H_2 O (l) \rightleftharpoons 4 H^{+} (g)+ O_2 (g) + 4 e^-}\]

b. Een brandstofcel maakt gebruik van de verbranding van methanol. Daarom schrijf je de verbranding van methanol uit. Begin met het uitschrijven van methanol en zuurstof aan de ene kant en water en koolstofdioxide aan de andere kant van de pijl. \[CH_{3}OH + O_2 \rightarrow CO_{2} + H_{2}O\] Balanceer de reactie. \[2 CH_{3}OH + 3 O_2 \rightarrow 2 CO_{2} + 4 H_{2}O\]

Opdracht 3

a. Een elektrolyt is een oplossing van ionen waarin elektronen vrij kunnen bewegen.
b. De elektrolyt is een auto accu is \(\mathrm{H_{2}SO_{4}}\)
c. Oxidator: PbO2, reductor: Pb