Redoxreacties

1. Inleiding

De naam redoxreacties komt van reductie en oxidatie en beschrijft een chemische reacties waarbij elektronen worden uitgewisseld. De overdracht van elektronen gaat van de reductor naar de oxidator. Dus de reductor staat elektronen af en is de elektronendonor. De oxidator neemt elektronen op en is dus een elektronenacceptor. Een stof is gereduceerd wanneer deze een elektron rijker is geworden en een stof is geoxideerd wanneer deze een elektron armer is geworden. Door naar de lading te kijken van de reactanten en producten kan de stroming van elektronen worden gevolgd.

\(\mathrm{X}\) = reductor, \(\mathrm{Y}\) = oxidator
\(\mathrm{X+Y → X^+ +Y^-}\) \(\mathrm{X^- + Y → X+Y^-}\) \(\mathrm{X+Y^+ → X^+ +Y}\)

Hieruit valt op dat:
  • Een reductor staat een elektron af en wordt geoxideerd.
  • Een oxidator neemt een elektron op en wordt gereduceerd.
Omdat redoxreacties altijd bestaan uit een oxidator en een reductor kan deze vergelijking worden opgesplitst in twee halfreacties. In deze halfreacties worden elektronen als een stof (\(\mathrm{e^{−}}\)) geschreven. De twee halfreacties kunnen weer worden gecombineerd om de werkelijke reacties te krijgen door het aantal elektronen aan beide kanten gelijk te maken.
Bij een reductie wordt een elektron \(\mathrm{e^{−}}\) afgestaan (gedoneerd) door een reductor \(\mathrm{X}\): \[\mathrm{X→ X^++e^-}\] Bij een oxidatie wordt een elektron \(\mathrm{e^{−}}\) opgenomen (geaccepteerd) door een oxidator \(\mathrm{Y}\): \[\mathrm{Y+e^- → Y^{-}}\] Een lijst van halfreacties zijn weergegeven in Binas tabel 48 waar de is lijst gesorteerd van sterk naar zwakste oxidator. We zullen echter later pas weer op halfreacties terugkomen in de volgende paragraaf.

De overdracht van elektronen kan worden gezien door te kijken naar een verschil in lading van de stoffen in de reactanten en producten.

Voorbeeld 1. Herkennen van redoxreacties

Geef aan welk van onderstaande reacties een redoxreactie is: \[\mathrm{NaF(s)→Na^{+}+F^{-}}\] \[\mathrm{2 Na(s)+F_{2}(g)→2 Na^{+}+2 F^{-}}\] \[\mathrm{NaOH+HF→Na^{+}+F^{-}+H_{2}O(l)}\] Uitwerking: Reactie a weergeeft de ionisatie van een zout. Hier worden geen elektronen uitgewisseld. Natrium en fluor in NaF hebben respectievelijk een positieve en negatieve lading. In vergelijking b reageren twee stoffen met elkaar waaruit twee geladen deeltjes ontstaan. Natrium heeft een positieve lading gekregen en fluor een negatieve lading. Deze verandering in lading geeft aan dat er sprake is van een redoxreactie. Natrium heeft een elektron afgestaan en is dus de reductor. Fluor heeft daarentegen juist een elektron opgenomen en is dan de oxidator. Reactie c is een zuur-base reactie. Waterstoffluoride (HF) is een zuur en natriumhydroxide (NaOH) ioniseert waarbij de base OH− wordt gevormd.

1.1. Metalen zijn goede kandidaten voor redoxreacties

In het hoofdstuk Atomen is besproken dat metalen over de eigenschap beschikken dat deze elektronen kunnen afstaan en nog redelijk stabiel kunnen zijn als positief geladen deeltje. Metalen zijn immers om deze reden een goede geleider van een elektrische stroom. Dit argument kan echter niet worden gebruikt om te verklaren dat metalen daarom ook per definitie sterke reductoren zijn. Edelmetalen zoals goud zijn een goede geleider van een elektrische stroom, maar zijn een zwakke reductor. De onedele metalen zijn daarentegen wel sterke reductoren. Zo zijn de alkalimetalen en aardalkalimetalen voorbeelden van sterke reductoren. Er kan dus worden gesteld dat hoe edeler een metaal is, hoe zwakker de reductor is.

Doordat onedele metalen een sterke reductor vormen zijn deze dus vatbaarder voor oxidaties. Deze reactie kan worden samengevat door het metaal aan te duiden met \(\mathrm{M}\) en deze te laten reageren met zuurstofgas \(\mathrm{O_2}\) als oxidator. Het valt op dat bij de oxidatie een zout \(\mathrm{MO_2}\) wordt gevormd. \[\mathrm{ \underbrace{M(s)\ }_{metaal(reductor)}+\underbrace{O_{2}(g)}_{niet metaal(oxidator)}\ → \underbrace{MO_{2}(s/l)\ }_{zout}}\] Door de gevormde zout als geïoniseerd product te schrijven wordt het al duidelijk dat de metaal elektronen armer is geworden. \[\mathrm{MO_2 → M^{4+}+2 O^{2-}}\] Bovenstaand proces beschrijft bijvoorbeeld hoe metalen kunnen reageren met zuurstof uit de lucht waardoor metaaloxiden (roest) worden gevormd.

Voorbeeld 1. Roesten van ijzer

Wanneer ijzer in contact komt met vocht en zuurstof uit de lucht begint ijzer te roesten. Het gevormde roest is bros (brokkelt makkelijk af). Het roesten van ijzer is een complex serie van reacties en roest heeft geen vaste molecuulformule, het zijn verschillende zouten die onderlinge complexen vormen. Echter wanneer in het algemeen over roest wordt gesproken wordt hiermee vooral ijzer(III)oxide bedoeld. \[\mathrm{4\ Fe\left(s\right)+3\ O_2\left(g\right)\rightarrow 2\ {\rm Fe}_2O_3(s)}\] We schrijven ijzer(III)oxide als geïoniseerd product: \[\mathrm{Fe_2O_3\rightarrow2\ Fe^{3+}+6\ O^{2-}\ }\] Hieruit valt op te maken dat ijzer elektronen armer is geworden en is dus geoxideerd. Omdat ijzer een elektron afstaat is ijzer de reductor. Daarentegen, zuurstof heeft er juist elektronen bij gekregen en is dus gereduceerd. Gezien zuurstof een elektron van ijzer heeft afgenomen is zuurstof de oxidator.

Redoxreacties van metalen kunnen dus worden herkend door de vormingen van zouten. Dit hoeft echter niet altijd het geval te zijn, zoals bij redoxreacties van niet-metalen.

1.2. Redoxreactie van niet-metalen

Omdat elektronen vrij kunnen bewegen door een metaalrooster is het ook verleidelijk om te denken dat de uitwisseling van elektronen voornamelijk plaatsvindt in metalen en ionen. In koolstofwaterstoffen en biomoleculen hebben redoxreacties ook een grote rol. Bij redoxreacties met niet metalen worden geen zouten gevormd, maar moleculaire stoffen. Een klassiek voorbeeld van een redoxreactie is een verbranding waarbij de brandstof de reductor is en zuurstof de oxidator. Er wordt echter van een verbranding gesproken wanneer er ontsteking kan plaatsvinden.
“Verbrandingen zijn redoxreacties, maar niet alle redoxreacties zijn verbrandingen.”

Voorbeeld 2. Redoxreactie bij een verbranding

Neem de (volledige) verbranding van methaan, weergegeven in onderstaande vergelijking. \[\mathrm{CH_4 \left(g\right)+2\ O_2 \left(g\right)\rightarrow CO_2 (g)+2\ H_2 O\left(g\right)}\] Hierbij is methaan de reductor en zuurstof de oxidator. De gevormde CO2 en H2O zijn geoxideerde producten van een verbranding.

Voedsel in het lichaam wordt ook verbrand, maar dit is eerder een oxidatie. Bij de verbranding van voedsel zal geen ontsteking plaatsvinden. Toch zijn het wel exotherme reacties. De energie dat vrijkomt bij de oxidatie wordt gebruikt om energie op te slaan of om werk te verrichten. Redoxreacties zijn een vitaal component in de stofwisseling van dieren en planten.

Test je kennis


A
Verklaar dat alkalimetalen en aardalkalimetalen sterke reductoren zijn.

Alkalimetalen en aardalkalimetalen willen een elektron afstaan om in de edelgasconfiguratie te bereiken. Deze willen dan ook maar al te graag een elektron afstaan wat het een goede reductor maakt.


A
Rangschik onderstaande reductoren in een volgorde van zwak naar sterk. Gebruik de getallen boven de elementen
12345
FeF−LiAuH2

Zwakste reductor < < < < sterkste reductor

A
Edelmetalen zijn metalen die goed bestand zijn tegen corrosie en oxidatie. Verklaar aan de hand van deze stelling dat edelmetalen daarom slechte reductoren zijn.

Een reductor wordt geoxideerd. Als een metaal dus bestand is tegen oxidatie dan zal deze dus niet zo snel een elektron afstaan.


A
Geef aan of de onderstaande stellingen juist of onjuist zijn.
a. “Alle overgangsmetalen zijn een sterke reductor.”

b. “Goede geleiders van een elektrische stroom zijn ook goede oxidatoren.”

c. “Naast zouten kunnen ook metalen worden gevormd in redoxreacties.”

C
Wanneer een solide object van zuiver ijzer begint te roest, zal het roesten zich alleen aan het oppervlak optreden. Verklaar met het botsende deeltjesmodel waarom deze stelling juist is.

Voorbeelden van een juist antwoord.

  1. Wanneer zuurstofmoleculen uit de lucht tegen het ijzeren object botst komt deze in contact met de metaaldeeltjes aan het oppervlak van het rooster. De deeltjes aan het oppervlak worden dus geoxideerd bij een effectieve botsing.
  2. De deeltjes aan het oppervlak staan in contact met de omgeving. Zuurstofmoleculen uit de lucht komen dus in contact met de metaaldeeltjes die zich aan het oppervlak bevinden.
  3. Deeltjes uit de omgeving kunnen tegen het oppervlak botsen en zo reageren met de metaaldeeltjes aan het oppervlak. De zuurstof uit de lucht botst tegen het oppervlak van het ijzeren object waardoor het kan reageren met de deeltjes aan het oppervlak waar het tegenaan botst. De deeltjes aan het oppervlak worden dus geoxideerd.


C
Zinkacetaat wordt wel verkocht als supplement met E-nummer E650. Er zijn verschillende methodes om zinkacetaat te bereiden. De methodes zijn weergegeven in onderstaande vergelijkingen. \[\rm{Zn(s)+2\ CH_{3}COOH→Zn(CH_{3}COO)_{2}+H_{2}(g)} \tag{1} \label{vergelijking 1}\] \[\rm{ZnCO_{3}+2\ CH_{3}COOH→Zn(CH_{3}COO)_{2}+H_{2}CO_{3}} \tag{2} \label{vergelijking 2}\] Welk van de vergelijkingen weergeeft een redoxreactie?






C
Geef aan of onderstaande reacties aan of er sprake is van een redoxreactie of een zuur-base reactie.
\(\rm{Br_2\left(g\right)+H_2\left(g\right)\rightarrow 2\ HBr(l)}\)

\(\rm{KOH\left(s\right)+HCl\left(l\right)\rightarrow KCl(aq)+H_2O(l)}\)

\(\rm{Zn\left(s\right)+2\ Fe^{3+}\rightarrow Zn^{2+}+2\ Fe^{2+}}\)

\(\rm{2\ Ti\left(s\right)+N_2\left(g\right)\rightarrow2\ TiN(s)}\)

1 2 3 > >>