niveau:

Redoxreacties

2. Opstellen van redoxreacties

In de vorige paragraaf is naar voren gekomen dat bij redoxreacties elektronen van de reductor worden overgedragen naar de oxidator. Een manier om deze overdracht van elektronen te weergeven is door de reactie op te delen in halfreacties van de reductor en oxidator. De uitwisseling van elektronen wordt weergegeven door de elektronen als een stof \(\mathrm{e^{−}}\) te schrijven. De oxidatie van een reductor \(\mathrm{X}\): \[\mathrm{X→ X^++e^-}\] De reductie van een oxidator \(\mathrm{Y}\): \[\mathrm{Y+e^- → Y^{-}}\] Een elektron wordt opgenomen en verdwijnt juist. Deze schrijfwijze is strikt gezien niet “juist” omdat elektronen niet los voorkomen. Toch is het een handig hulpmiddel om redoxreacties op te stellen door de halfvergelijkingen te combineren. Een lijst van halfvergelijkingen kan worden teruggevonden in Binas tabel 48. In de eerste sectie zal dan ook nadrukkelijk worden gekeken naar het combineren van halfvergelijkingen. In de tweede sectie zal de aandacht worden gevestigd op het handmatig opstellen van redoxreacties. In de volgende paragraaf zal met deze kennis worden gekeken naar enkele toepassingen zoals de elektrochemische cel.

Een lijst van halfvergelijkingen zijn weergegeven in Binas tabel 48. Een aantal halfvergelijkingen uit de binas (7^de druk) zijn in onderstaande tabel weergegeven waarin de vergelijkingen zijn geschreven als reducties. Voor de oxidatie wordt de vergelijking omgedraaid (van rechts naar links).

Tabel 1: Aantal halfvergelijkingen uit BiNaS tabel 48 (7de editie). De dubbele pijlen geven aan dat de reactie in beide richtingen kan verlopen en spreken niet zozeer van een evenwichtsreactie. Haakjes geven verschilende mogelijke stoffen aan.

Sterkste oxidator		Zwakste reductor
F₂(g) + 2 e⁻	⇄	2 F⁻
O₃(g) + 2 H⁺ + 2 e⁻	⇄	H₂O(l) + O₂(g)
H₂O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻	⇄	2 H₂O(l)
N₂O(g) + 2 H⁺+ 2 e⁻	⇄	N₂(g) + H₂O(l)
Ce⁴⁺ + e−	⇄	Ce³⁺
Au³⁺ + 3 e⁻	⇄	Au(s)
(Br₂, Cl₂, I₂) + 2 e⁻	⇄	2 (Br, Cl, I)
Cu²⁺ + 2 e⁻	⇄	Cu (s)
2 NO(g) + 2 H⁺ + 2 e⁻	⇄	N₂O(g) + H₂O(l)
(Ca²⁺, Ba²⁺) + 2 e⁻	⇄	(Ca, Ba)(s)
(K⁺, Li⁺) + e⁻	⇄	(K, Li)(s)
Zwakste oxidator		Sterkste reductor

Om van deze halfvergelijkingen uiteindelijk een kloppende volledige vergelijking te maken moeten het aantal elektronen tegen elkaar wegvallen gezien deze niet los voorkomen in een oplossing. Schrijf de halfvergelijkingen onder elkaar. Vergeet hierbij niet de vergelijking van de reductor om de draaien. Maak vervolgens het aantal elektronen gelijk aan elkaar door de vergelijkingen te vermenigvuldigen. Dit kan schematisch worden weergegeven als volgt:

\(\mathrm{X}\)	→	\(\mathrm{X^+ + e^−}\)		Halfreactie reductor (red)
\(\mathrm{Y+{\color{red}e^-}}\)	→	\(\mathrm{Y^-}\)	\(+\)	Halfreactie oxidator (oxi)
\(\mathrm{X+Y+{\color{red}e^-}}\)	→	\(\mathrm{X^{+}+{\color{red}e^-}+Y}\)		Streep elektronen tegen elkaar weg.
\(\mathrm{X+Y}\)	→	\(\mathrm{X^{+}+Y^-}\)		Volledige vergelijking

Voorbeeld 5. Halfvergelijkingen combineren

Fluor is een sterke oxidator en lithium een sterke reductor. De halfvergelijkingen zijn weergegeven in onderstaande vergelijkingen. \[Oxi:\mathrm{F_2 (g)+2 e^{-}→2 F^-}\] \[Red:\mathrm{Li(s)→Li^{+}+e^-}\] Combineer bovenstaande halfvergelijkingen tot een gehele vergelijking.
Uitwerking: Om de reacties samen te voegen tot een complete reactie moet het aantal elektronen aan beide kanten tegen elkaar wegvallen. Om het aantal elektronen gelijk te maken wordt de vergelijking van de reductor Li(s) verdubbeld.

\(\mathrm{F_2 (g)+ {\color{red}2\ e^-}}\)	→	\(\mathrm{2\ F^-}\)		Halfreactie reductor (red)
\(\mathrm{Li(s)}\)	→	\(\mathrm{Li^{+}+e^-}\)		×2 om elektronen gelijk te maken
\(\mathrm{2\ Li(s)}\)	→	\(\mathrm{2\ Li^{+}+{\color{red}2\ e^-}}\)	\(+\)	Elektronen \(\mathrm{{\color{red}e^-}}\) vallen nu tegen elkaar weg
\(\mathrm{F_2 (g)+2\ Li(s)}\)	→	\(\mathrm{2\ F^{-}+2\ Li^+}\)		Volledige vergelijking

In bovenstaand voorbeeld werd de oxidator en reductor al gegeven, maar dit is niet altijd het geval. Daarnaast zijn dezelfde stoffen meerdere keren terug te vinden, dus hoe weet je nou of je de juiste hebt? In redoxreacties reageert de sterkste oxidator met de sterkste reductor. Dus de sterkste oxidator en reductor moeten worden gevonden voor de reacties. De sterkste oxidator vinden we door bovenaan de tabel in het linkerkolom te beginnen. De stof die als eerste wordt aangetroffen is dan de sterkste oxidator en reageert dus ook als oxidator. Vervolgens zoeken we op de volgende pagina in de rechter kolom van onder naar boven naar de sterkste reductor. Ook hier is de stof die we als eerst aantreffen de sterkste reductor.

Voorbeeld 6. Halfvergelijkingen in de Binas

Geef de volledige vergelijking van de reactie wanneer een koperen staaf in een oplossing chloorwater wordt gedoopt.
Uitwerking: chloorwater is een oplossing chloorgas in water (binas 66A), dus hiervoor schrijven we \(\mathrm{Cl_2}\). Bij deze koperen staaf gaan we uit van zuiver koper. Stap 1: Zoek de oxidator op (binas tabel 48, linkerkolom).
Als we van boven naar beneden gaan dan is de vergelijking die we als eerst tegenkomen: \[\mathrm{Cl_2 (g)+2e^-⇄2 Cl^-}\] Chloor is in dit geval ook de oxidator.
Stap 2: Zoek de sterkste reductor (binas tabel 48, rechterkolom).
Het valt op dat \(\mathrm{Cu(s)}\) meerdere malen voorkomt in het rechterkolom. De sterkste reductor staat onderaan weergegeven. \[\mathrm{Cu^{2+}+2\ e^{-}⇄Cu(s)}\] De vergelijking is echter als een reductie geschreven, deze moet nog even worden omgedraaid om de juiste vorm te krijgen. \[\mathrm{Cu(s)⇄Cu^{2+}+2\ e^-}\] Stap 3: Combineer de vergelijkingen.

\({\rm Cu\left(s\right)}\)	→	\({\rm Cu}^{2+}+{\color{red}2\ e^-}\)		(red)
\(\rm{Cl_2\left(g\right)}+{\color{red}2\ e^-}\)	→	\(\mathrm{2\ Cl^-}\)	\(+\)	(oxi)
\({\rm Cu\left(s\right)}+\rm{Cl_2 \left(g\right)}\)	→	\({\rm Cu}^{2+}+2\ {\rm Cl^-}\)		Volledige vergelijking

2.2. Handmatig redoxreacties opstellen

Veel redoxreacties staan al in Binas tabel 48. Voor het vwo-examen wordt echter ook vragen gesteld over redoxreacties die niet in de binas zijn weergegeven. Dan moet de reactie handmatig worden opgesteld. Bij het opstellen van een redoxreactie is het van belang om naar de omgeving te kijken, namelijk is het een neutrale omgeving of een zuur/basische omgeving. In onderstaande voorbeelden behandelen we beide methodes.

Het opstellen van een redoxreactie in een neutrale omgeving is hetzelfde als een verbrandingsreactie

- Schrijf half reactie op;
- Vul de halfreactie aan met elektronen.
- Balanceer de reactie;

Voorbeeld 7. Oxidatie Titaan

Titaan is een metaal met veel verschillende oxidatiestaten, oftewel, kan veel verschillende ladingen bevatten. Geef de halfvergelijking van de oxidatie van titaan(II)oxide naar titaan(IV)oxide.
Uitwerking \[\mathrm{TiO→TiO_2}\] \[\mathrm{Ti^{2+}→Ti^{4+}}\] Kloppend maken in lading: \[\mathrm{Ti^{2+}→Ti^{4+}+2\ e^-}\] Dit kan worden geschreven als een volledige vergelijking: \[\mathrm{2\ TiO+O_2 →2\ TiO_2}\]

Bij het opstellen van een redoxreactie in een zuur en basiche omgeving gelden andere regels. Beide procedures lijken veel op elkaar. Bij de vergelijking in een basisch milieu wordt aan het eind een extra stap verricht. Opstelling in zure omgeving.

- Stel de halfreacties op;
- Vul de ontbrekende zuurstofatomen aan met watermoleculen;
- Vul de waterstofatomen aan met H+ ionen;
- Balanceer de lading door het aantal elektronen aan te vullen.

Voorbeeld 8. Manganaat-ionen in een zure omgeving

Manganaat-ionen zijn sterke oxidatoren. Dit effect wordt versterkt door een lagere pH. Stel de reactie op van de reductie van manganaat in een zure omgeving waarbij Mn²⁺ gevormd.
Uitwerking: schrijf eerst de stoffen op die zijn gegeven en maak de vergelijking kloppend. \[\mathrm{MnO_{4}^{-}→Mn^{2+}}\] Maar het aantal zuurstofatomen kloppend door \({\rm H_2 O}\) aan de productie toe te voegen. \[\mathrm{MnO_{4}^{-}→Mn^{2+}+4\ H_{2}O}\] Vul de reactanten aan met waterstofionen. \[\mathrm{MnO_{4}^{-}+8\ H^{+}→Mn^{2+}+4\ H_{2}O}\] Maak de vergelijking kloppend in lading. De lading voor de pijl (links) is 8−1=7 en achter de pijl (rechts) is 2+, dus 5 elektronen zijn voor de pijl nodig om de lading weer gelijk te maken. \[\mathrm{MnO_{4}^{-} +8\ H^{+}+5\ e^{-}→Mn^{2+}+4\ H_{2}O}\]

Voorbeeld 9. Aluminium in een basische oplossing

Een staaf van zuiver aluminium wordt in een basische oplossing gedoopt met kaliumchromaat (KClO₄). Bij deze reactie worden chloride ionen gevormd en een aluminiumzout. Geef de volledige vergelijking van deze reactie.
Uitwerking: De uitwerking is vergelijkbaar als in het vorige voorbeeld. Alleen worden de waterstofionen in een vervolgstap vervangen met hydroxide-ionen.
Stap 1: Stel de op te lossen halfvergelijkingen op.
We hebben een aluminium staaf Al(s) staaf en een aluminiumzout wordt gevormd. Aluminium heeft maar een oxidatiestaat en dat is +3, dus de oxidatie halfvergelijking voor aluminium wordt dan. \[{\rm Al\left(s\right)}→ {\rm Al^{3+}+3\ e^-}\] De oplossing bevat KClO₄ dat ioniseert in de oplossing, alleen chloraationen doen mee aan de reactie. \[{\rm ClO_{4}^{-}→Cl^-}\] Stap 2: Maak de helfvergelijking van chloraat-ionen volledig.
Vul de reactie aan met water: \({\rm ClO_{4}^{-}→Cl^{-}+4\ H_{2}O}\)
Vervolgens met H⁺ ionen: \({\rm ClO_4^{-}+8\ H^{+}→Cl^{-}+4\ H_{2}O}\)
Nog even gelijk maken in lading: \({\rm ClO_{4}^{-}+8\ H^{+}+8\ e^{-}→Cl^{-}+4\ H_{2}O}\)
Stap 3: Combineer de vergelijking.
Maak het aantal elektronen gelijk aan beide kanten.

\({\rm Al\left(s\right)}\)	→	\({\rm Al^{3+}+3\ e^-}\)		\(\times 8\)
\(\rm{ClO_4^-+8\ H^++8\ e^-}\)	→	\(\rm{Cl^-+4\ H_2O}\)	\(+\)	\(\times 3\)
\({\rm 8\ Al\left(s\right)+3\ ClO_4^-+24\ H^+}\)	→	\({\rm 8\ {\rm Al}^{3+}+3\ Cl^- +12\ H_2O}\)

Stap 4: Vul de vergelijking aan met hydroxide-ionen.
De redoxreactie treedt op in een alkalische omgeving, dus het aantal H⁺ ionen moet nog worden weggevangen door deze aan te vullen met een gelijk aantal OH⁻ ionen om water te vormen. \[{\rm 8\ Al\left(s\right)+3\ ClO_{4}^{-}+\underbrace{24\ H^{+}+24\ OH^-}_{24\ H_{2}O}}\] \[→{\rm 8\ Al^{3+}+3\ Cl^-+12\ H_2O+24\ OH^- }\] Door H₂O voor en na de pijl weg te strepen is wordt de volledige vergelijking: \[{\rm 8\ Al\left(s\right)+3\ ClO_4^{-}+12\ H_2O\left(l\right)→8\ Al^{3+}+3\ Cl^{-}+24\ OH^{-} }\]

Voorbeeld 10. Halfvergelijking bij een verbranding

In voorbeeld 2 is de verbranding van methaan weergegeven. Deze vergelijking kan worden opgesplitst in de twee halfvergelijkingen:
Reductor: \(\rm{CH_4\rightarrow C^{4+}+4\ H^++8\ e^-}\)
Oxidator: \(\rm{2\ O_2+8\ e^-\rightarrow4\ O^{2-}}\)

Voorbeeld 11. Opsplitsen in halfreacties

In kwikbatterijen worden kwik(II)oxide gescheiden van zink via een kaliumhydroxideoplossing. Deze cel levert ongeveer 1,3 volt. Schrijf de reacties als halfreacties. \[\rm{HgO\left(l\right)+Zn+H_{2}O→Hg\left(l\right)+Zn\left(OH\right)_2}\] Tussen de bovenste zinklaag is een laagje kaliumhydroxide. De onder kwiklaag is gemengd met koolstof.
Uitwerking Kijk naar de oxidatiestaat van de reactanten en producten. Het valt op er twee metalen zijn dus het is waarschijnlijk dat deze twee deeltjes elektronen uitwisselen. De oxidatiestaat van kwik in kwik(II)oxide is 2+ en er wordt een neutraal deeltje van kwik gevormd. Dus voor alleen kwik kan dan de vergelijking worden opgesteld: \[\rm{Hg^{2+}→Hg}\] Om de vergelijking kloppend te maken in lading moeten nog twee elektronen worden toegevoegd voor de pijl. \[\rm{Hg^{2+}+2\ e^{-}→ Hg}\] Voor zink kan hetzelfde worden gedaan. Voor de pijl heeft zink geen lading, maar achter de pijl zien we zink met een oxidatiestaat van 2+. \[\rm{Zn→ Zn^{2+}}\] Door nog twee elektronen toe te voegen bij de reactieproducten klopt de reactie in lading. \[\rm{Zn→ Zn^{2+}+2\ e^-}\] Uit de vergelijkingen valt op dat kwik(II)oxide de oxidator is en zink de reductor.

Test je kennis

Combineer onderstaande vergelijkingen tot een volledige vergelijking. \[\rm{H_2O_2+2\ H^++2\ e^-→2\ H_2O\left(l\right)}\] \[\rm{N_2O\left(g\right)+H_2O\left(l\right)→2\ NO\left(g\right)+2\ H^++2\ e^-}\]

\[\rm{H_2O_2+N_2O(g)\→H_2O(l)+2\ NO(g)}\]

In onderstaande vergelijking reageren goud-ionen met stikstofmonoxide en water. \[\rm{Au^{3+}+NO(g)+2\ H_2O(l)→Au(s)+NO_3^-+4\ H^+}\] Een van halfvergelijkingen van de reactie is \[\rm{NO(g)+2\ H_2O(l)\rightleftarrows NO_3^-+4\ H^++3\ e^-}\] a. Wordt stikstofmonoxide geoxideerd of gereduceerd?

b. Selecteer de juiste halfvergelijking van de reactie.

3 Au⁺ + 3 e⁻ → Au(s)
Au³⁺ + 3 e⁻ → Au(s)
2 H₂O → 4 H⁺ + 4 e⁻ + O₂(g)

Combineer onderstaande halfvergelijkingen tot een volledige vergelijking. Combineer onderstaande halfvergelijkingen tot een volledige vergelijking. \[\rm{Mn\left(OH\right)_3(s)+e^-→Mn\left(OH\right)_2+OH^-}\] \[\rm{H_2O_2+2\ H^++2e^-→2\ H_2O}\]

\[\rm{H_2O_2+2\ Mn\left(OH\right)_2\left(s\right)+2\ OH^-→2\ H_2O+2\ Mn\left(OH\right)_3(s)}\]

Pyriet is een ijzer(II)sulfide (FeS₂) mineraal en bij oxidatie uit de lucht ontstaat zwaveldioxidegas en ijzer(III)oxide.
a. Verklaar dat hier sprake is dan een redoxreactie.

Ijzer gaat van een 2+ lading naar een 3+ lading, dus wordt geoxideerd. Daarnaast wordt vermeld dat zwavel wordt omgezet tot zwaveldioxide wat ook een oxidatie is.
De oxidatiestaat van ijzer verandert, dus is er sprake van een redoxreactie.

b. Geef de vergelijking van deze reactie.

Schrijf eerst de stoffen op die uit de vergelijking kan worden gehaald \[\rm{FeS_2\left(s\right)\rightarrowFe_2O_3\left(s\right)+SO_2\left(g\right)}\] Er wordt gesproken over oxidatie aan de lucht, voeg O₂ toe voor de pijl en maak de vergelijking kloppend. \[\rm{4\ {\rm FeS}_2\left(s\right)+11O_2\left(g\right)\rightarrowFe_2O_3\left(s\right)+8\ SO_2(g)}\]

Geef de halfvergelijking van de reductie van kaliumchloraat tot chloorgas.

Antwoord: \(\rm{2\ ClO_3^-+10\ e^-+12\ H_3O^+→Cl_2+18\ H_2O}\)
Uitwerking: \[\rm{ClO_3^-→Cl_2}\] \[\rm{2\ ClO_3^-→Cl_2}\] \[\rm{2\ ClO_3^-+12\ H^++10\ e^-→Cl_2\left(g\right)+6\ H_2O}\] Of, \[\rm{2\ ClO_3^-+10\ e^-+12\ H_3O^+→Cl_2+18\ H_2O}\]

Een staaf van zuiver zink wordt in een bromaatoplossing gedoopt. De onvolledige vergelijking van dit proces wordt weergegeven in onderstaande vergelijking. \[\rm{Zn\left(s\right)+BrO_3^-→Br^-+Zn^{2+}}\] Maak de vergelijking compleet.

Antwoord: \(\rm{3\ Zn\left(s\right)+BrO_3^-+3\ H_2O\left(l\right)→3\ {\rm Zn}^{2+}+Br^-+6\ {\rm OH}^-}\)
Uitwerking: Maak de vergelijking compleet. \[\rm{Zn\left(s\right)→Zn^{2+}+2e^-}\] \[\rm{BrO_3^-+6\ H^++6\ e^-→Br^-+3\ H_2O}\] Gecombineerd: \[\rm{3\ Zn\left(s\right)+BrO_3^-+6\ H^+→3\ {\rm Zn}^{2+}+Br^-+3\ H_2O}\] Aangevuld met hydroxide-ionen: \[\rm{3\ Zn\left(s\right)+BrO_3^-+3\ H_2O\left(l\right)→3\ {\rm Zn}^{2+}+Br^-+6\ {\rm OH}^-}\]