Hoofdstuk 1: Een REDOX-reactie

1. Roep tabel X van het tabellenboek op Halfreacties
2. Haal alle neutrale metalen er uit en noteer die in volgorde van sterkte.
3. Litium is de sterkste reductor en Goud de zwakste. kontroleer dat.
4. Let wel: alleen die metalen die geen hulpstoffen nodig hebben volgens de tabel, zoals bijvoorbeeld H⁺.
5. Je hebt vervolgens de zgn. spanningsreeks van metalen te pakken.
6. Vervolgens kun je hetzelfde doen voor de niet-metalen, zonder uitsluiting van degene die hulpstoffen nodig hebben.

1. Zuurstof en waterstof
2. Kooldioxide en water
3. Kooldioxide en ureum
4. Uitsluitend water

1. Een stof die als oxidator fungeert, moet het element zuurstof bevatten
2. IJzer(s) + Koper(II)sulfaat(aq) ' Koper(s) + Ijzer(II)sulfaat(aq) is een redoxreactie

1. Electronen verliezen
2. H⁺ ionen verliezen
3. H⁺ ionen ontvangen
4. Electronen ontvangen

Meer definities:

Tijdens een redoxreactie reageren altijd een reductor en een oxidator met elkaar; er worden electronen overgedragen van de reductor naar de oxidator.
Bij deze overdracht betreft het vrijwel altijd electronen uit de buitenste electronenschil van de atomen (valentie-electronen) die aan de reactie deelnemen.

Opdracht 9
Probeer terug te halen wat ook weer een electronenformule is en geef wat voorbeelden.

Het antwoord op opdracht negen komt hier al zo ongeveer:
Een electronenformule toont alle valentie-electronen in de vorm van streepjes of puntjes (één streepje = twee puntjes).
Als electronenformules veranderen tijdens een reactie moet er sprake zijn van overstap / overdracht van electronen,
dus is het een redoxreactie.

Een paar voorbeelden:

In middelste voorbeeld geeft een zwavelatoom twee electronen af en dient dus als reductor, waarbij sulfaat ontstaat uit sulfiet

Opdracht 10
Bij het roesten van ijzer is het ion ijzer(III) een product.

1. Wie is hierbij oxidator of / en reductor?
2. Wat gebeurt er met de valentie-electronen?
3. Geef de halfreactie en wat is het 'redoxkoppel'?

1.2 Het redoxkoppel

Een redoxreactie is altijd opgebouwd uit twee halfreacties:

De vergelijking van koppel 1:	red 1		ox 1 + electronen
vergelijking van koppel 2:	ox 2 + electronen		red 2
Totaalvergelijking:	red 1 + ox 2		ox 1 + red 2

Het aantal electronen dat betrokken is bij een redoxreactie moet voldoen aan de regel:

ER WORDEN EVENVEEL ELECTRONEN AFGEGEVEN ALS OPGENOMEN

Electronen gaan nu eenmaal niet verloren en ook komen ze niet uit het niets tevoorschijn. Dat betekent dus dat je altijd de twee halfreactievergelijkingen zodanig kloppend moet maken dat het aantal afgegeven electronen gelijk is aan het aantal opgenomen electronen.

Voorbeeld:

De vergelijking van koppel 1:	Al		Al3+ + 3 e-	| x 2
vergelijking van koppel 2:	I2+2 e-		2I-	| x 3
Totaalvergelijking:	2Al + 3I2		2Al3+ + 6I-

De totaalreactie is alleen betrouwbaar als het aantal electronen dat halfreactie 1 afstaat gelijk wordt gemaakt aan het aantal electronen dat halfreactie 2 opneemt.
Voor het geval het zout aluminiumjodide onoplosbaar is, zal er sprake zijn van een vervolgreactie: de neerslagvorming van een onoplosbaar zout.
Let op: dat is hier niet het geval; controleer dat in tabel XI van het tabellenboek: oplosbaarheid van zouten in water.

Opdracht 11
Plaats een ijzeren spijker in een oplossing van koper(II)sulfaat. De blauwe kleur van de koper(II)-ionen wordt dan lichter, kan zelfs verdwijnen, en er vormt zich een nieuwe vaste stof in het reactievat.
Geef de twee redoxkoppels en de beide vergelijkingen van de halfreacties.

1.3 De Redox-halfreactie

We hebben weer tabel X van het tabellenboek nodig met de redoxkoppels, waar we een kolom met reductoren en een met oxidatoren tegenkomen. Naast elkaar staan telkens de bij elkaar behorende (geconjugeerde) deeltjes. Welk boek over scheikunde dan ook, altijd is er wel een redoxtabel, haast altijd wel met wat verschillen, bijvoorbeeld waar de reductoren en oxidatoren staan, waar de sterke en waar de zwakke stoffen staan. Let dus altijd goed op.

Opdracht 12
Oxidatoren en reductoren kunnen zich voordoen in de vorm van atoom, molekuul of (complex) ion.
Zoek in tabel X één voorbeeld van elk (dus drie verschillende oxidatoren en drie verschillende reductoren; schrijf ook hun halfreacties op.

Veel oxidatoren en reductoren functioneren pas in aanwezigheid van bepaalde hulpstoffen. Zo is, bijvoorbeeld, sulfaat pas in staat tot oxideren in aanwezigheid van zuur (ion H⁺).

Opdracht 13
Kies nog een voorbeeld van een oxidator en een reductor die hulpstoffen nodig hebben, uit tabel X;
en schrijf hun halfreacties op.

Eenzelfde deeltje (dezelfde stof) kan in de redoxtabel meerdere keren voorkomen, dat wil zeggen, op verschillende hoogte, ofwel, in sterkte variërend.
Let wel dat dit verschijnsel zich alleen voordoet bij gebruik van verschillende hulpstoffen. In principe zal altijd de sterkste reageren, maar natuurlijk onder voorwaarde dat de benodigde hulpstoffen ook echt aanwezig zijn.

Opdracht 14
Permanganaat verschijnt in sommige tabellen wel drie keer in de kolom met oxidatoren, elke keer onder verschillende condities.
Wat zal de halfreactie zijn die men gebruikt in geval van een eenvoudige oplossing van kaliumpermanganaat?

Taakje apart:
Een beetje scheikundige kent haast alle stoffen uit de redoxtabel uit het hoofd, niet alleen de formules, maar ook de namen.
Doe je best. Je weet dan ergens over mee te praten na het nieuws van acht uur.

1.4 Het redoxevenwicht; zwak en sterk

Een redoxreactie verloopt vaak in een reversibel, omkeerbaar proces, van het tipe 'evenwicht' (zie andere module van de chemie).

Een reductor, na het afgeven van electronen, verandert in een stof die - op haar beurt - weer kan opnemen: een oxidator.
En een oxidator, in een redoxreactie, wordt altijd een reductor.

koppel 1:	red 1		ox 1 + electronen
koppel 2:	ox 2 + electronen		red 2
Totaalvergelijking:	red 1 + ox 2		ox 1 + red 2

Wie de cursus 'evenwichtsreacties' (module 8) gedaan heeft, weet dat een evenwicht heel vaak eenzijdig aan één kant liggen (de kant van de zwakke stoffen), hetzij links hetzij rechts. Je moet weten dat er ook sterke en zwakke oxidatoren en reductoren zijn. Hoe sterker een oxidator, deste sterker de neiging van deze oxidator om electronen op te nemen. In de tabellen zijn de oxidatoren en reductoren geordend naar sterkte.

Opdracht 15
Vergelijk tabel X met redoxtabellen in scheikundeboeken of op internet.
Controleer of ze inderdaad zijn gerangschikt naar sterkte en of dat in al die tabellen gelijk is.

De redoxreactie verloopt spontaan als we sterkere stoffen samenvoegen die zwakkere stoffen kunnen vormen. Het omgekeerde is wel mogelijk, maar slechts met behulp van externe kracht (zie verderop).
Dus, wel of niet spontaan houdt direct verband met de sterkte van de reagentia.

In het algemeen mogen we zeggen dat een redoxreactie een evenwicht is:

red₁ + ox₂ ox₁ + red₂

Dit evenwicht beantwoord aan de regels voor chemische evenwichten, bijvoorbeeld dat de sterken reageren ten gunste van de zwakken. Ofwel, als je sterke stoffen samenvoegt, met voldoende energie, dan zal het grootste deel van die sterke stoffen verdwijnen (reageren) en verschijnen de zwakken in een spontaan proces.
Die zwakke producten houden nog wel een zwakke neiging om terug te reageren, maar - zwak als ze zijn - slagen daar niet goed in.
Je kunt ook zeggen: directe redoxreacties verlopen als je sterke stoffen samenvoegt.

Je kunt een redoxreactie voorspellen op grond van de plaats die oxidator en reductor innemen in de redoxtabel.
Algemene regel:
een redoxreactie verloopt (spontaan) als de oxidator zich boven de reductor bevindt (in tabel X)
Achter deze regel gaat iets anders schuil:
Als de oxidator zich boven de reductor bevindt, zullen de producten (aan de andere kant van de tabel) de zwakkere zijn.
En we weten dat die in een evenwicht overblijven.

Opdracht 16
Kontroleer nu of Jodium spontaan zal reageren met Lood, ja of nee.
Indien ja, kan deze reactie dan bevorderd worden met hulpstoffen?, Welke?