Chemie Centraal/Redoxreacties

Redoxreacties

Inleiding

In de bespreking van de elementen is al aangegeven dat er elementen zijn die makkelijk een of meer elektronen af staan. Er zijn ook elementen die makkelijk elektronen opnemen. Hiermee wordt de huidige visie op reacties beschreven. In de periode dat de elementen voor het eerst beschreven werden was het atoommodel nog volop in ontwikkeling. Elektronen waren nog onbekend. Het klassieke experiment van Lavoisier met kwik waarbij kwikoxide ontstaat dat vervolgens weer teruggebracht kan worden naar kwik ligt ten grondslag aan het begrip "reduceren" (Het latijnse woord "reductare" betekent "terugbrengen", hier dus: het terugbrengen van kwik). Het begrip oxideren werd als eerste gebruikt om het reageren met zuurstof, oxygenium, te beschrijven.

In de loop der jaren werd duidelijk dat een aantal van de in de verschillende takken van wetenschap en techniek ontstane benamingen eigenlijk op atoomniveau hetzelfde proces benoemden: overdracht van elektronen. De oude begrippen "reductie" en "oxidatie" bleven in gebruik, maar kregen een ruimere betekenis. Bovendien werd duidelijk dat reduceren en oxideren altijd gezamelijk moeten voorkomen. Elektronen kunnen niet 'los' voorkomen. Een afgestaan elektron moet worden opgenomen. Omgekeerd betekent wil dat zeggen, dat een opgenomen elektron van een ander deeltje afkomstig moet zijn. Dit leidde tot het woord RED(uctie en)OX(idatie), ofwel redox. Een reactie waarin elektronen van het ene deeltje op een ander worden overgedragen wordt daarom een redoxreactie genoemd.

Basisbegrippen

Definities

Begrip	Omschrijving
Geoxideerd worden	het afstaan van elektronen
Gereduceerd worden	het opnemen van elektronen
Oxideren	het onttrekken van elektronen aan een ander deeltje
Oxidator	het deeltje dat elektronen aan een ander deeltje onttrekt
Reduceren	het afstaan van elektronen aan een ander deeltje
Reductor	het deeltje dat elektronen afstaat aan een ander deeltje

Voorbeeld

2 Fe₂O₃ + 3 C → 4 Fe + 3 CO₂

In deze reactie geldt:

• Koolstof is de reductor
• Koolstof wordt geoxideerd
• IJzeroxide is de oxidator
• IJzeroxide wordt gereduceerd
• Koolstof reduceert het ijzer
• IJzer oxideert het koolstof

Algemener:

• De oxidator oxideert en wordt zelf gereduceerd. Hierbij ontstaat een reductor.
• De reductor reduceert en wordt zelf geoxideerd. Tijdens deze reactie ontstaat een oxidator.

De zuurstof in deze reactie 'staat erbij en kijkt ernaar' maar doet zelf eigenlijk niets met elektronen. De zuurstofatomen hebben aan het begin de reactie ieder twee extra elektronen. Na de reactie hebben ze nog steeds elk twee extra elektronen. De zuurstofionen zijn nu alleen aan een ander atoom gebonden.

Oxidatiegetal

Om een antwoord te krijgen op de vraag of een reactie wel of niet een redoxreactie is, is het gebruik van het begrip oxidatiegetal handig.

Oxidatiegetal:

Het aantal elektronen dat door een element is afgestaan of opgenomen.

Daarbij geldt dat

• Elementen hebben altijd oxidatiegetal 0 (nul)
• In verbindingen heeft zuurstof altijd oxidatiegetal -2 (min twee)of oxidatiegetal -1 in geval van een peroxide)
• In verbindingen heeft waterstof altijd oxidatiegetal +1 (plus één)

Als tijdens een reactie van een van de elementen het oxidatiegetal verandert is sprake van een redoxreactie. Voor een aantal opgaven over oxidatiegetallen: Chemie Centraal/Oefenen oxidatiegetallen

Reductoren

Reductoren zijn deeltjes die elektronen kunnen afstaan. Vanuit de eerste kennismaking met het periodiek systeem zijn de metalen dus snel aan te wijzen als reductoren. Al deze elementen staan makkelijk elektronen af, worden geoxideerd. Naast de metalen is er nog een hele reeks verbindingen en deeltjes die op een of andere manier in staat zijn elektronen af te staan. De belangrijkste vertegenwoordigers daarvan zijn de negatieve ionen van de niet-metalen. In de tabel van elektrode-potentialen staan reductoren in de tweede kolom vermeld.

Oxidatoren

Oxidatoren zijn deeltjes die elektronen kunnen opnemen. In het periodiek systeem vinden we dit soort elementen in de rechter kolommen. Met name zuurstof is hier een bekend voorbeeld van. Ook de halogenen (fluor, chloor, broom, jodium) zijn bekende oxidatoren. Naast deze voorbeelden van elementen is er nog een hele reeks verbindingen en deeltjes die op een of andere manier in staat is elektronen op te nemen. De belangrijkste voorbeelden daarvan zijn de positief geladen metaalionen. In de tabel van elektrode-potentialen staan oxidatoren in de eerste kolom vermeld.

Halfreactie

Een simpele gang door het periodiek systeem leert dat er ongeveer 100 metalen (standaard reductoren) zijn en ongeveer 15 niet-metalen (standaard oxidatoren). Een metaal dat geoxideerd is (en dus dan metaalion is) kan als oxidator optreden. Een gereduceerd niet-metaal kan als reductor optreden. Dit betekent 115 reacties waarin elektronen worden opgenomen én 115 reacties waarin ze kunnen worden afgestaan. Als alleen naar de reacties van elementen wordt gekeken kunnen dus 115 * 115 = 13225 redoxreacties genoteerd worden. Dit is een onpraktisch groot aantal. Bovendien is er ook nog een groot aantal deeltjes dat elektronen kan opnemen of afstaan maar niet rechtstreeks onder de metalen of de niet-metalen valt. Het totale aantal redoxreacties komt daarmee makkelijk op meerdere miljoenen terecht. Om hier mee te kunnen werken wordt in de redoxreacties gebruik gemaakt van halfreacties:

Halfreactie

Een halfreactie is een redoxreactie waarin de bron van de opgenomen elektronen of het doel van de afgestane elektronen buiten beschouwing blijft.

Voorbeelden

Het is gebruikelijk om bij dit soort reacties de oxidator als uitgangsstof te noteren en de reductor als product. Omdat de gevormde reductor zijn elektron weer kan afstaan, kan de reactie ook andersom gelezen worden. Gebruikelijk is het om halfreacties daarom met een dubbele pijl te schrijven: zowel naar links als naar rechts.

Een lijst van de halfreacties is te vinden in de tabel van elektrode-potentialen.

De ladingaanduiding bij de elementen (het nulletje bij calcium en magnesium) is niet noodzakelijk, maar maakt wel duidelijk dat de lading niet per ongeluk 'vergeten' is.

Ca²⁺ + 2 e ^- ${\ce {<=>}}$ Ca ^o

Cl₂ + 2 e ^- ${\ce {<=>}}$ 2Cl^-

Mg²⁺ + 2 e ^- ${\ce {<=>}}$ Mg ^o

De reacties van calcium en magnesium moeten dus van rechts naar links gelezen worden als de metalen met chloor reageren. Voor een aantal opgaven over halfreacties: Oefenen halfreacties

Sterkte van oxidatoren en reductoren, standaard redoxpotentiaal

In de paragraaf over reductoren zijn alle metalen tot reductor bestempeld. Maar ook weet iedereen dat sommige metalen veel makkelijker oxideren dan andere. Natrium reageert met zuurstof terwijl je ernaar kijkt. IJzer roest snel. Koper doet er een hele tijd over voor de metaalglans niet meer zichtbaar is. Goud heet niet voor niets 'edelmetaal'. Een mengsel van aluminiumpoeder en roest (ijzeroxide) wordt gebruikt om lassen te maken in tram- en treinrails.

Het mengsel wordt in de ruimte tussen de twee raileinden gedaan, waarna het met een brander verwarmd wordt. Eenmaal op temperatuur treedt de volgende reactie op:
Fe₂O₃ + 2 Al → Al₂O₃ + 2 Fe
Het ontstane ijzer smelt aan de railuiteinden vast en vult de opening, het aluminiumoxide komt zelf uit het gesmolten ijzer en kan simpel verwijderd worden.

In al deze voorbeelden is sprake van reductoren met verschillend reducerend vermogen.

In het verleden werd de volgorde van sterkte van reductoren uit het hoofd geleerd in de verdringingsreeks van de metalen. In deze reeks staan metalen in de volgorde waarin ze in staat zijn andere metalen uit hun verbindingen te verdrijven. Als een eerder in de reeks voorkomend metaal als vrij metaal aanwezig is, en een later genoemd metaal als verbinding voorkomt, verdrijft het vrije metaal het gebonden metaal uit zijn verbinding. Het mag duidelijk zijn dat de reactie tussen aluminium en ijzeroxide precies in deze lijn ligt. De verdringingsreeks der metalen geldt nog steeds. Het is niet meer noodzakelijk deze reeks uit het hoofd te leren sinds het gebruik van tabellenboeken tijdens toetsen en examens is toegestaan. De volgorde in de verdringingsreeks komt overeen met de volgorde in E^o-waarden. Je begint met de meest negatieve waarde en zo steeds hoger.

Ook bij het opnemen van elektronen is een duidelijk verschil in sterkte tussen de oxidatoren. Ook daarin is een verdringsreeks aan te wijzen. Net als voor de metalen is deze reeks eenvoudig uit de tabel met E^o-waarden af te leiden. Wordt aan een oplossing van kaliumjodide een oplossing van chloor (bleekwater) toegevoegd, dan staat het jodide zijn extra elektron af aan chloor. Er ontstaat chloride en jood. De reactie is duidelijk waarneembaar door het duidelijk waarneembare kleurverschil. Omgekeerd, toevoegen van een jood-oplossing aan kaliumchloride geeft geen spoor van een reactie. De oxidator chloor is dus in staat een elektron aan jodide te ontrekken, terwijl dat omgekeerd (jood met chloride) niet kan.

Omdat het met begrippen als "betere reductor" of "sterkere oxidator" moeilijk vergelijken is, heeft men de standaard redoxpotentiaal ingevoerd.

Standaard redoxpotentiaal, of E^o

De E^o geeft aan hoe makkelijk een oxidator elektronen opneemt. E^o is een potentiaal, de eenheid ervan is dus Volt.

Hoe hoger de E^o-waarde, hoe makkelijker elektronen naar die oxidator toegaan. Hoe lager de E^o-waarde, hoe makkelijker de de reductor elektronen afstaat. Met behulp van de E^o-waarde is de reactie van aluminium met ijzer(II)oxide te voorspellen:

Fe ²⁺ + 2 e ^- → Fe ^o E ^o = -0.44

Al ³⁺ + 3 e ^- → Al ^o E ^o = -1.66

De elektronen zitten bij aluminium met een E ^o-waarde van -1.66 Volt en kunnen naar -0.44 Volt op ijzer verhuizen. Dit is positiever (of minder negatief) dan waar ze zitten. De elektronen zullen dus verhuizen. De reactie van chloor met jodide laat zich op vergelijkbare wijze voorspellen. De elektronen zitten bij bij het jodide-ion op +0.62 Volt en kunnen naar +1.36 Volt bij chloor: de elektronen zullen verhuizen. Omgekeerd, de reactie van chloride met jood zal niet verlopen: de elektronen zitten in het chloride-ion bij +1.36 Volt en jood kan slechts +0.62 Volt bieden. Voor elektronen is dat geen verbetering, ze blijven zitten waar ze zitten.

Een lijst met waarden voor de E^o is te vinden in de Tabel van elektrode-potentialen

Reactievergelijkingen van redoxreacties

In de inleiding is al aangegeven dat elektronen niet "los" kunnen voorkomen. Bij het opstellen van reactievergelijkingen moet dus gezorgd worden dat de elektronen die door de reductor worden afgestaan, allemaal door de oxidator worden opgenomen.

Voorbeelden van Redoxreacties

Tabelreactie	Eo	Gebruikte reactie	Reactie
Fe 2+ + 2 e - → Fe o	-0.44	Fe o → Fe 2+ + 2 e -	Fe o → Fe 2+ + 2 e -
Cl2 + 2 e - → 2 Cl -	+1.36	Cl2 + 2 e - → 2 Cl -	Cl2 + 2 e - → 2 Cl -
			Fe + Cl2 → FeCl2

In de reactiestap van het ijzer zie je dat de reactie andersom geschreven wordt dan in de tabel. De reactie moet elektronen opleveren dus moet je hem vanaf de rechter kant lezen. In het vorige voorbeeld is het aantal elektronen in de beide halfreacties gelijk, dus zijn de twee halfreacties makkelijk met elkaar te combineren. In het onderstaande voorbeeld zijn de aantallen elektronen niet gelijk. In de halfreactie van tin komen twee elektronen vrij, terwijl in de halfreactie van permanganaat vijf elektronen nodig zijn. Door de reactie van tin vijf keer te laten verlopen komen 5 * 2 = 10 elektronen vrij. Deze kunnen opgenomen worden als de permanganaatreactie twee keer verloopt.

Tabelreactie	Eo	Gebruikte reactie	Factor	Reactie
Sn 4+ + 2 e - → Sn 2+	+0.15	Sn 2+ → Sn 4+ + 2 e -	5	5 Sn 2+ → 5 Sn 4+ + 10 e -
MnO4 - + 5 e - + 8 H + → Mn 2+ + 4 H2O	+1.52	MnO4 - + 5 e - + 8 H + → Mn 2+ + 4 H2O	2	2 MnO4 - + 10 e - + 16 H + → 2 Mn 2+ + 8 H2O
				5 Sn 2+ + 2 MnO4 - + 16 H + → 5 Sn 4+ +2 Mn 2+ + 8 H2O

Algemeen kan gesteld worden dat voor het aantal elektronen gezocht wordt naar het kleinste gemeenschappelijke veelvoud (hier het kleinste getal dat voorkomt in de tafel van 2 en de tafel van 5). In de volgende reactie is het kleinste gemene veelvoud niet het product van de aantallen elektronen in de halfreacties:

Tabelreactie	Eo	Gebruikte reactie	Factor	Reactie
Sn 4+ + 2 e - → Sn 2+	+0.15	Sn 2+ → Sn 4+ + 2 e -	2	2 Sn 2+ → 2 Sn 4+ + 4 e -
O2 + 4 e - + 4 H + → 2 H2O	+1.23	O2 + 4 e - + 4 H + → 2 H2O	1	O2 + 4 e - + 4 H + → 2 H2O
				2 Sn 2+ + O2 + 4 H + → 2 Sn 4+ +2 H2O

In dit laatste voorbeeld is 4 het kleinste gemene veelvoud van 2 en 4! Voor een aantal opgaven over redoxreacties opstellen: Oefenen redoxreacties