REDOXREACTIES

Inleiding
Het onderwerp van deze cursus is "REDOX-reacties", waarbij REDOX het resultaat is van een afkorting:

RED komt van Reductor

OX komt van oxidator

In elke redoxreactie zijn dat de twee belangrijkste deelnemers.

In een redoxreactie reageren altijd een oxidator en een reductor.
en opgelet:
Er ontstaan daarbij ook altijd een nieuwe oxidator en een nieuwe reductor.

Je zou eigenlijk een beetje ijzerpoeder en zwavelpoeder goed moeten mengen in een reageerbuis en voorzichtig verhitten boven een brandervlam.
Eerst smelt het zwavel en met dat ijzerpoeder erin lijkt het dan een zwart vloeibaar mengsel, maar al gauw gaat het echt reageren. Het gaat zelfs gloeien, zo veel energie komt er bij vrij.
Het resultaat - kun je na afkoelen gewoon pakken - is een harde vormloze substantie, zwart van kleur en lijkt helemaal niet meer op ijzer of zwavel.
We hebben hier een voorbeeld van een redoxreactie met ijzer als reductor en zwavel als oxidator.
Wat is er precies gebeurd?

Een korte herinnering aan scheikundige begrippen die je hier nodig hebt:
Redox heeft alles te maken met electronen, meestal de valentie-electronen van bepaalde atomen. Hoe zit dat ook weer met het afgeven en opnemen van electronen?
Je weet vast nog:
alle deeltjes (atomen, moleculen, ionen, ze bevatten altijd electronen.

Inhoudsopgave:
1. De Redoxreactie 1.1 Definities 1.2 het redoxkoppel 1.3 De Redox-halfreactie 1.4 Redox-evenwicht, zwak en sterk	2. Directe Redoxreacties 2.1 Redoxreactievergelijkingen 2.2 Metalen & Corrosie 2.3 AutoRedox	3. Indirecte Redoxreacties; met elektroden 3.1 Het gebruik van elektroden 3.2 Batterijen en accu's 3.3 Elektrolyse
4. Oxidatiegetal	5. Oplossen van redoxreacties	6. elektrodepotentiaal
7. Een paar Toepassingen

bij onderstaande website kun je een aantal belangrijke termen uit de redoxchemie alfabetisch opzoeken. Heel handig! http://mediatheek.thinkquest.nl/~kl013/begrip-a_g.html

Opdracht 1
Schrijf precies op wat er gebeurt als twee deeltjes elkaar tegenkomen en één wil electronen afgeven en de ander wil opnemen.
Antwoord

Opdracht 2
Hoeveel electronen bevinden zich in de volgende deeltjes:

Ba²⁺

SO₄^2-

6C₆H₁₂O₆

Antwoord

Hoofdstuk 1: Een REDOX-reactie

1.1 Definities

Een oxidator is een deeltje dat electronen kan / 'wil' opnemen; het is een electronenacceptor

[n.b.: dat 'wil' staat tussen aanhalingstekens, omdat 'iets willen' eigenlijk niet iets is van materie. Materiedeeltjes hebben niks te willen. Alleen levende wezens kunnen wat 'willen'.
Maar toch gebruiken we in deze cursus nu en dan dit soort woorden, gewoon omdat het ook wel leuk is net te doen alsof stoffen iets willen of niet willen. Bovendien, we weten heus nog niet alles van de materie.]

Een reductor is een deeltje dat electronen kan of wil afstaan; het is een electronendonor

Electronen zijn niet 'los verkrijgbaar'. Ze horen altijd bij een of meerdere deeltjes. Overdracht van electronen, normaliter, gebeurt niet op afstand, wel in direct contact tussen twee deeltjes. Een reductor kan dus niet een electron 'afschieten' en even verderop de oxidator 'raken'.
Iemand met een beetje verstand van scheikunde moet in elk geval snel en gemakkelijk een behoorlijk aantal formules direct herkennen als reductor of oxidator.

Er zijn een paar regeltjes ontdekt die gelden voor stoffen / deeltjes die aan een redoxreactie meedoen:

Er zijn oxidatoren en reductoren die uitsluitend reageren als er ook nog bepaalde andere (hulp)stoffen aanwezig zijn.
Neutrale elementen zijn heel vaak oxidatoren (een aantal niet-metalen) of reductoren (vele metalen). Dat heeft alles te maken met het feit dat metaalatomen maar weinig valentie-electronen hebben en niet-metalen veel. Om dit te bestuderen moet je naar een andere chemie-cursus (module 3) over chemische bindingen.

Opdracht 3

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

Opdracht 4
Kies het juiste antwoord:
Zuurstof kan glucose volledig oxideren. De producten van deze volledige oxidatie zijn:

Zuurstof en waterstof
Kooldioxide en water
Kooldioxide en ureum
Uitsluitend water

N.B. Heel veel redoxreacties komen we in de praktijk tegen, ook in het dagelijks leven. Zoals het verbranden van brandstoffen als benzine met zuurstof, of het roesten van ijzer, maar ook de energieproductie in het menselijk lichaam. Allemaal verbrandingsreacties. Toch zullen de meeste redoxreacties van deze cursus niet zozeer verbrandingsreacties zijn.
Ook in het dagelijks leven zijn er zoveel oxidatoren en reductoren: behalve zuurstof, ijzer en glucose: permanganaat, waterstof, alcohol, enz.

Opdracht 5
Leg uit of de volgende stoffen oxidator of reductor zijn: Zuurstof, ijzer, glucose, permanganaat, waterstof.

Opdracht 6
Leg uit of de volgende beweringen waar of onwaar zijn:

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

In de geschiedenis van de chemie is ontwikkeling geweest in het definiëren van wat een oxidater en reductor zijn. Aanvankelijk koppelde men het woord oxidator aan het element 'oxigen' (zuurstof), maar vandaag de dag kennen we vele oxidatoren die niets met zuurstof te maken hebben. We gebruiken andere definities dan vroeger.

Opdracht 7
Schrijf eens voor jezelf op, zonder verder te kijken in deze cursus, hoe je een redoxreactie zou definiëren.
Wat is jou formulering?

Opdracht 8
Welk antwoord is juist? Leg uit:
Tijdens de oxidatie van glucose zullen de moleculen van glucose:

Electronen verliezen
H⁺ ionen verliezen
H⁺ ionen ontvangen
Electronen ontvangen

Meer definities:

Een redoxreactie is een chemisch proces
waarin electronen worden overgedragen van de ene stof naar de andere.

of anders:

Een redoxreactie is een chemisch proces
waarin de oxidatiegetallen van één of meer elementen veranderen

Een stof die tijdens een reactie electronen wint of krijgt noem je een oxidator (Ox)
Het omgekeerde: een stof die electronen verliest is een reductor (Red)

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.

Wie is hierbij oxidator of / en reductor?
Wat gebeurt er met de valentie-electronen?
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: 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 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.
Antwoord

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?

Hoofdstuk 2: Directe Redoxreacties

Het overdragen van electronen kan op twee wijzen plaats vinden: spontaan of gedwongen

Als deeltjes reageren die graag electronen afstaan in contact met andere deeltjes die graag opnemen, zal de redoxreactie hoogstwaarschijnlijk spontaan verlopen. Het zal duidelijk zijn dat dit fenomeen alles te maken heeft met sterke en zwakke stoffen.
Er is nog een andere manier om de redoxreacties in te delen, die ook te maken heeft met de electronenoverdracht:

directe of indirecte redoxreacties
.

2.1 Vergelijkingen van de redoxreacties

Directe redoxreacties vinden plaats op het moment dat er direct contact is tussen de betrokken deeltjes. Directe redoxreacties kunnen alleen spontaan verlopen; er bestaan geen gedwongen directe reacties. Je kunt zwakke redoxstoffen samenvoegen, maar spontaan zal er vrijwel niets gebeuren.
Als bijvoorbeeld zuurstofmolekulen en benzinemolekulen elkaar ontmoeten (allebei in vrije vorm = gasvorm), kan het resultaat van deze ontmoeting zijn: een spontane redoxreactie. In dat geval zal het electronentransport van de benzinemolekulen naar de zuurstofmolekulen een grote verandering veroorzaken in de stoffen. Er ontstaan nieuwe stoffen, producten.
Bindingen worden verbroken; nieuwe bindingen worden gemaakt, net zolang tot de producten (water en koolzuurgas) gevormd zijn.

twee vaste stoffen, natriumsulfiet en kaliumpermanganaat, lost men op in water (één buisje met kleurloze oplossing en één buisje met paarse heldere oplossing)
Daarna voegen we van beide oplossingen ongeveer 1 ml samen in een derde reageerbuis.
Er ontstaat een nieuw product, bruin en niet oplosbaar in water (er vormt zich een bruin neerslag)
(in de rechter reageerbuizen heeft men wat extra water toegevoegd om kleur en neerslag beter te kunnen zien)

Opdracht 17
De foto's tonen een reactie tussen sulfiet en permanganaat. Kijk in de redoxtabel en geef de halfreacties.

Opdracht 18
Het roesten van ijzer is een directe redoxreactie? Leg je antwoord uit.
Antwoord

Secundaire reacties / vervolgreacties.

Denk er aan dat veel reacties niet meteen klaar zijn als de producten zijn gevormd. Het is heel goed mogelijk dat er volgreacties optreden waarin producten (bijvoorbeed de nieuwe oxidator en reductor) betrokken zijn.

Het Nitraat-ion
Nitraat-ionen dienen heel goed als oxidator, onder voorwaarde dat er voldoende zuur (H⁺) aanwezig is. Het nitraat heeft diverse manieren om te reageren, afhankelijk van de concentratie van datzelfde nitraat:

Hoge concentraties

NO₃^-+ 2H⁺ + 1 e^- NO₂ + H₂O
Gematigde of lage concentraties
1. Met weinig zuur:
  NO₃^-+ 4H+ + 3 e^- NO + 2H₂O
2. Met meer zuur:
  2NO₃^-+ 12H⁺ + 10 e^- N₂ + 6H₂O
Zeer lage concentraties

2NO₃^-+ 10H⁺ + 8 e^- N₂O + 5H₂

N.B.
N₂: is het normale stikstofgas,kleurloos en reukloos
NO + NO₂ : heten de zgn 'nitreuze dampen', geelbruin, verstikkend
N₂O : een kleurloos gas, eigenlijk een soort zenuwgas. Het veroorzaakt lachstuipen en helpt om mensen te verdoven. Het werd uitgevonden in 1860 en toegepast, bijvoorbeeld door tandartsen.

Het sulfaat-ion
Kan ook alleen als oxidator dienen (en dan behoorlijk sterk!!) onder voorwaarde dat het vergezeld wordt door een hoge concentratie aan H⁺.
Zwavelzuur is dus een sterke oxidator, helemaal als het geconcentreerd is en verhoogde temperatuur heeft.

Opdracht 19
Het sulfaat-ion, (met H⁺) staat in de redoxtabel niet zo bijzonder hoog, dus niet zo sterk als je zou verwachten.
Wat kan de reden zijn voor deze positie?

Opdracht 20
Geef je comentaar op de volgende (ware)beweringen en gebruik daarbij de redoxtabel:

Chloor is een sterkere oxidator dan Broom
Zn is een sterkere reductor dan IJzer
Coper(II)- en zilver(I)-ionen zijn zwakke oxidatoren
Nitraat en sulfaat reageren alleen als oxidator in zuur milieu
Permanganaat is als oxidator veel sterker in aanwezigheid van een zuur
Het ion Fe²⁺ kan beide zijn: oxidator en reductor

red ₁ + ox ₂ ox ₁ + red ₂

Als de reagentia (red₁ en ox₂)sterk zijn (sterker dan de producten ox₁ en red₂), verloopt er een spontane redoxreactie, oftewel, het evenwicht gaat ver naar rechts, ten gunste van de producten. Van red₁ en ox₂blijft nauwelijks iets over en vaak wordt dan ook niet eens het evenwichtsteken (de dubbele pijlen) gebruikt.

2.2 Metalen & & Corrosie

Omdat metalen zo'n belangrijke plaats innemen in de redoxchemie, besteden we apart aandacht aan deze elementen.
Echte toepassingen van de redox komen later.

Alle metalen zijn in principe reductoren (weinig valentie-electronen die ze kunnen afstaan), maar niet allemaal in gelijke mate. Integendeel: platina en goud zijn zeer zwak, en calcium of natrium buitengewoon sterk. Die hele zwakke reageren in de praktijk vrijwel niet; ze zijn inert, maar die sterke kunnen vaak al hevig reageren als ze alleen maar met water in aanraking komen.
Tussen die uitersten hebben we de overige metalen die in meer of mindere mate met zuren reageren. In industriële gebieden kun je gemakkelijk zien dat er zure regen geproduceerd wordt aan de manier waarop metalen worden aangetast.
Normaal moeten metalen worden beschermd tegen invloeden van water en zuren, en dat doen we met verf, olie, menie, enz., allemaal om corrosie te voorkomen.
Die metalen die vrijwel niet reageren noemen we vaak de "edele" en "half-edele" metalen.

Hieronder een redoxtabel die vooral metalen bevat:

Au³⁺ + 3^e-

Au

NO^3- + 2H⁺+ e-

NO₂ + H₂O

Ag⁺ + 1^e-

Ag
Fe³⁺ + 1^e-

Fe²⁺
Cu²⁺ + 2^e-

Cu
Cu²⁺ + 1^e-

Cu⁺

SO₄^2- + 2H⁺ + 2^e-

SO₃^2- + H₂O

Pb²⁺ + 2^e-

Pb
Ni²⁺ + 2^e-

Ni
PbSO₄ + 2^e-

Pb + SO₄^2-
Fe²⁺ + 2^e-

Fe
Zn²⁺ + 2^e-

Zn

2H₂O + 2^e-

H₂ + 2OH^-

Al³⁺ + 3^e-

Al
Mg²⁺ + 2^e-

Mg
Al(OH)^4- + 3^e-

Al + 4OH^-
Na⁺ + 1^e-

Na
Ba²⁺ + 2^e-

Ba
Ca²⁺ + 2^e-

Ca
K⁺ + 1^e-

K

Deze tabel gaan we een beetje analiseren:

In de kolom met oxidatoren staat het Goud-ion, de sterkste oxidator met als geconjugeerde reductor het metaal goud, de zwakste reductor. In de praktijk heeft goud niet de minste neiging tot reageren, electronen af te staan. Het is een edelmetaal.

Algemeen gesproken mogen we zeggen dat een reactie tussen reductor en oxidator spontaan zal verlopen als in deze tabel de reductor boven de oxidator staat. Zo zal zulver dus reageren met salpeterzuur, maar niet met zwavelzuur. En calcium reageert spontaan met water, maar IJzer niet. Hierbij moeten we bedenken dat de tabellen rekening houden met standaardtemperaturen van 20 à 25 ^oC. De positie van een stof in deze tabellen kan veranderen als de temperatuur wijzigt.

Vuistregel: voor een spontane redoxreactie moet de oxidator boven de reductor staan.

In de tabel zijn vier niet-metalen opgenomen, namelijk de vier oplossingen/ vloeistoffen: salpeterzuur, zwavelzuur en water.

Opdracht 21
Leg uit of het verstandig is aluminium in contact te laten met water.

We zien ook dat diverse metalen op twee manieren kunnen reageren: met en zonder hulpstoffen.
Bijvoorbeeld: lood reageert beter in aanwezigheid van sulfaat-ionen.

Opdracht 22
Goud en Zilver reageren moeilijk. Welke stof kan daarbij helpen?

2.3 Auto-redox

Sommige deeltjes komen we in beide kolommen tegen van de redoxtabellen. Dat is apart, want dat wil zeggen dat ze oxidator én reductor kunnen zijn, dat ze zowel electronen kunnen opnemen als afstaan.
Of ze het één doen of het ander hangt af van de omstandigheden en van de aanwezigheid van bepaalde hulpstoffen.
In het algemeen zal het natuurlijk zo zijn dat zo'n stof als oxidator zal reageren als het een sterke reductor tegenkomt
en omgekeerd, als reductor reageren in contact met een sterke oxidator.

Voorbeelden:
Tin en tin-ionen komen we op drie manieren tegen: Sn Sn²⁺ Sn⁴⁺
Sn²⁺ kan zowel electronen opnemen als afstaan.

Hetzelfde geldt voor Mangaan: Mn²⁺ MnO₂ MnO₄^-
In het midden staat MnO₂ met oxidatiegetal van Mn: +4 (Mn⁴⁺); deze kan zowel afgeven als opnemen.

Nog gekker wordt het als één en dezelfde stof tegelijkertijd gaat reageren als oxidator en als reductor, oftewel: de stof gaat met zichzelf reageren.
Electronen worden intern overgedragen.
Sn²⁺-ionen kunnen met elkaar reageren waarbij het ene ion electronen afstaat (wordt Sn⁴⁺) aan het andere ion (wordt neutraal Sn).
Zulke situaties in het bijzonder noemen we "autoredox-reacties".

Genomen uit een redoxtabel:

Oxidator		Reductor
H₂O₂+ 2H⁺ + 2e^-		2H₂O
O₂ + 2H⁺ + 2e^-		H₂O₂

De stof waterstof(hy)peroxide kan zowel als oxidator én als reductor optreden. Stel je voor dat dit (H₂O₂) zich bevindt in waterige en aangezuurde oplossing.
Het kan dus oxidator zijn: H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^-

2H₂O
maar ook:
Het kan reductor zijn:H₂O₂

O₂ +2H⁺ + 2e^- In de tabel staat deze oxidator boven de reductor, oftewel: de stof reageert spontaan, is sterk genoeg.

Het zal dus niet gemakkelijk zijn om waterstofperoxide lang te bewaren.
Het heeft de neiging om via deze autoredox omgezet te worden in water en zuurstof.

Opdracht 23
Geef de twee halfreacties + de totaalreactie van de autoredoxreactie van de ijzer(II)ionen.

Opdracht 24
Bestudeer goed de volgende halfreacties:

oxidatoren		reductoren
Cu⁺ + e^-		Cu
Cu²⁺ +2e^-		Cu
Cu²⁺ + e^-		Cu⁺

Welk ion staat in beide kolommen? Kan dit ion deelnemen in een autoredoxreactie? Leg je antwoord uit.

Opdracht 25
Bestudeer goed de volgende halfreacties:

Oxidatoren		reductoren
PbO₂(s) + SO₄^2-+ 4H⁺ + 2e^-		PbSO₄(s) + 2 H₂O
Pb²⁺+2e^-		Pb(s)
PbSO₄(s)+2e^-		Pb(s) + SO₄^2-

Een ion dat in de autoredox meedoet is het ion Lood(II), dat kan 2 electronen opnemen én 2 electronen kan afstaan.
Deze reacties worden toegepast in Lood-accu's.

Welke van de drie halfreacties vindt plaats in de loodaccu? Leg uit.
Waarom is het voor de praktijk belangrijk in dit geval goed te letten op de aggregatietoestand (s) in deze halfreacties?

Hoofdstuk 3. Indirecte redoxreacties (met electrodes)

Naast de directe zijn er ook indirecte redoxreacties; dat wil zeggen: er is geen direct contact tussen de deeltjes van de oxidator en reductor. De overdracht van de electronen gaat via-via, meestal metaaldraden of ander geleidend materiaal. Buitenom zorgen geleidende draden voor het electronentransport van de RED naar de OX, zonder direct contact tussen de reagentia. Die ontmoeten elkaar niet, die botsen niet.
De halfreacties vinden plaats aan het oppervlak van electrodes (meestal ook een metaal of grafiet).

Er zijn twee soorten indirecte redoxreacties:

spontane indirecte redoxreacties, als sterke stoffen reageren en zwakke produceren. Deze reactie is meestal ook exotherm.
gedwongen indirecte redoxreacties, als zwakke stoffen moeten reageren en sterke vormen. Deze zijn meestal endotherm.

In beide gevallen, oftewel bij alle indirecte redoxreacties, worden electroden toegepast.

3.1 Het gebruik van electroden

Hieronder zie je een schema van een eenvoudige chemische cel met koper/zink electroden. Bestudeer dit schema met aandacht:

In dit complexe geheel kunnen we een voldoende sterke oxidator ontdekken (Cu²⁺) en ook een redelijk sterke reductor (Zn)
De (spontane) reacties die de boel domineren zijn:

Zn(s)

Zn²⁺ + 2e^- en Cu²⁺ + 2e^-

Cu(s)

Je moet weten dat het realizeren van een redoxreactie aan het oppervlak van een electrode vrijwel altijd een zekere activeringsenergie kost, het moet op gang gebracht worden.
Vooral als er bij de reactie gasvormige producten ontstaan, kan die activeringsenergie flink oplopen.

Opdracht 26
Stel je voor dat een koper(II)ion arriveert bij een electrode, en daar een koperatoom vormt, en dat daarvoor voldoende activeringsenergie beschikbaar is, zal deze electrode dan positief of negatief worden?
Leg je antwoord uit; geef de half reactie; wat kun je waarnemen?

Indirecte redoxreacties vinden alleen plaats als er tussen de electroden een omgeving is, een milieu, dat geleidend is voor electrische stroom (d.w.z.: er moeten geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij kunnen bewegen, zoals ionen van opgeloste of gesmolten zouten).
Je ziet dus dat de stroomkring bij de opstelling van een indirecte redoxreactie gesloten moetzijn en dat een deel wordt gevormd door geleidende metaaldraden en electroden, met vrije electronen en het andere deel wordt gevormd door een oplossing of gesmolten stof met vrije ionen.
Die vrije ionen kunnen bewegen tussen de positieve en negatieve electrode.

Om deze beweging mogelijk te maken moeten de electroderuimtes contact hebben. Dat kan met een halfdoorlatende wand (semipermeabel), of anders - als de twee electroderuimten niet tegen elkaar aan staan - moeten die ruimten verbonden worden met een ionenbrug of beter: een zoutbrug. Dat is een soort buisje gevuld met zoutige gel.

Opdracht 27
Bestudeer het volgende schema en leg alle processen uit die daar plaats vinden.

Een electrode kan gebrek hebben aan electronen; dan is die electrode positief:

anode

Een electrode kan overschot hebben aan electronen; dan is die electrode negatief:

kathode

Kathode-Negatief // Anodo-Positief (KNAP)

Opdracht 28
Anionen en cationen

Wat zijn dat?
Hoe zijn ze geladen? Leg je antwoord uit.

Electroden zijn gemaakt van geleidend materiaal: meestal een metaal, soms grafiet. Deze stoffen bevatten vrije electronen in een metaalrooster. Deze vrije electronen kunnen vrij bewegen binnen de electroden, van de negatieve naar de positieve kant = éénrichtingsverkeer).

Opdracht 29
Heel bijzonder is de vloeibare electrode. Hoe werkt die?
Kijk naar de figuur en

Leg de werking uit.
Welke voordelen kan deze electrode hebben?

Opdracht 30

Leg uit waarom metalen en grafiet electriciteit geleiden
Leg uit waarom koper- of ijzerelectroden reageren als reductoren
Geen een voorbeeld van een gesmolten stof die electrische stroom kan geleiden
Leg uit of gedestilleerd water ook electrische stroom geleidt

Antwoord

Inerte en deelnemende electroden:

Als het electrodemateriaal van het type "zeer zwak" is, dan zal deze electrode INERT zijn. Het enige dat ie doet is electronen transporteren, maar hij neemt niet deel aan de eigenlijke redoxreactie.
Voorbeelden zijn: goud, platina en grafiet.

Anderzijds gebruikt men vele electroden die gemaakt zijn van materiaal dat echt meedoet aan de redoxreactie, bijvoorbeeld in het geval van een ijzeren of zinken electrode. Een ijzerstaaf kan prima als electrode dienen, maar kan dan ijzer-ionen in de oplossing sturen terwijl de electronen in de staaf achterblijven. Het is echt zo dat een electrode die zo gebruikt wordt, langzaamaan dunner wordt en verdwijnt.

Het ijzer ondergaat de volgende halfreactie: Fe Fe²⁺+2e^- Waarbij:

Fe het ijzer is van de electrode
De Fe²⁺ -ionen de oplossing ingaan en zich vrij gaan bewegen in de richting van de negatieve electrode
De electronen blijven achter in de ijzerelectrode om mee te doen aan de electronenoverdracht en het electronentransport.

Een deelnemende electrode is altijd gemaakt van neutrale, niet-edele metalen; ze dienen als reductoren, oftewel, ze kunnen electronen afstaan.

Opdracht 31

Leg uit waarom niet-metalen en electrolyten niet kunnen dienen als electrodemateriaal en waarom metalen en grafiet dat wel doen.
Waarom zal het metaal Natrium nooit als electrode dienst doen in een zoutoplossing?

Opdracht 32
Leg uit waarom een deelnemende electrode alleen kan optreden als anode en nooit als kathode.

Het woord is al een paar keer gebruikt: "electrode-ruimte"; dat is de ruimte direct rondom een anode of kathode, het oppervlak incluis. Daar vinden de halfreacties plaats bij indirecte redoxreacties.
Het kan zijn dat de kathode- en anoderuimte niet fisisch gescheiden zijn, dus dat alles plaats vindt in één oplossing of vloeistof. Om het overal gelijk te houden wordt er soms zelf continu geroerd in de oplossing.
Maar vaak is het anders: de twee processen verlopen gescheiden en de twee electroderuimten worden zoveel mogelij apart gehouden, door semipermeabele wanden of met zoutbruggen. Het moet semipermeabel zijn of er moet een zoutbrug zijn; zonder dat is er geen gesloten circuit en is stroomdoorgang onmogelijk (dus ook electronenoverdracht). In geval van een zoutbrug moet wel gezorgd worden dat de ionen van die zoutbrug zelf niet aan de redoxreactie meedoen.
De keuze voor of tegen gescheiden electroderuimten heeft alles te maken met wat men wil van de betreffende redoxreactie. Apart houden heeft meestal tot doel om de produkten niet bij elkaar te brengen, als die producten samen reageren, bijvoorbeeld, een neerslag vormen of een gas.
Het kan ook zijn dat iemand dat juist wel wil.

Een oplossing (of een gesmolten stof) geleidt electriciteit alleen onder voorwaarde van de aanwezigheid van geladen beweeglijke deeltjes (ionen in dit geval). De geleidbaarheid heeft alles te maken met de beweeglijkheid van die ionen: hoe beweeglijker, des te beter de geleidbaarheid. Die beweeglijkheid, op haar beurt, hangt weer af van andere factoren: hoeveel ionen zijn aanwezig? En: zijn ze groot of klein of erg gehydrateerd? Soms heeft een ion (zeker het H⁺-ion in water-omgeving) nog speciale technieken om de beweeglijkheid extra te vergroten.

Opdracht 33
Leg uit waarom een metaal of grafiet niet kunnen dienen als zoutbrug.

3.2 Indirect en spontaan:
Batterijen en accu's; electrochemische cellen, galvanische elementen

Spontane redoxreacties verlopen normaal gesproken in direct contact tussen de deeltjes van de ox en de red., maar kunnen dus ook indirect, op afstand, plaats vinden aan de oppervlaktes van de electrodes. Bijvoorbeeld in het geval van de reeds genoemde Cu/Zn-electrode. Het zink lost spontaan op, vormt Zinkionen, met achterlaten van electronen in de zinkstaaf die daardoor negatief opgeladen wordt. De koperionen pakken electronen van de koperstaaf, en worden koperatomen die zich meteen samenvoegen met de hele koperstaaf die daardoor een positieve lading krijgt.
In electrochemische cellen (galvanische elementen) vindt dus een spontane omzetting plaats van chemische energie naar electrische energie. Sterke stoffen reageren (oxidator en reductor), via electroden (indirect dus), terwijl er zwakkere producten worden gevormd. De electronen worden getransporteerd en overgedragen via externe geleidende verbindingen (stroomdraden en electroden). De beweging van de electronen door de stroomdraden heet in feite: electrische stroom.
De toepassingen kennen we allemaal wel: batterijtjes en accu's.

Opdracht 34
Binnen de electrochemische cel moet je altijd de electroderuimten goed van elkaar gescheiden houden. Waarom is dat?

Bekijk de volgende evenwichten eens aan twee electroden:

(aan de anode) red ₁ (Cu)

ox ₁ (Cu²⁺) + electronen (a)

(aan de cathode) ox ₂ (Zn²⁺) + electronen red ₂ (Zn) (b)

Als een batterij stroom levert (electronen verstuurt), komen die electronen van de negatieve electrode en bewegen zich buitenom naar de positieve electrode.
Bij evenwicht (a) domineert de vorming van Koper (het evenwicht ligt links). Zodra de electronen bij deze pool arriveren, kan het evenwicht zich nog meer naar links verschuiven.
Bij evenwicht (b) domineert de vorming van zinkionen. Zodra electronen daar wegtrekken, probeert dit evenwicht verder te verschuiven, ook naar links.
Deze twee processen gaan geruime tijd door, net zolang tot één van de reagenten (Koperstaaf of Zinkionen) op is. De batterij noemen we dan 'leeg'.
Een batterijtje moet dus een sterke oxidator en een sterke reductor bevatten die niet direct met elkaar mogen reageren daarbinnen. De electronenoverdracht moet buitenom gaan, indirect dus via stroomdraden, anders heb je er niets aan.

Opdracht 35
Vergelijk de twee afbeeldingen van hetzelfde batterijtje en beschrijf de verschillen.

Opdracht 36
Leg uit hoe een ouderwetse auto-accu werkt (PbSO₄//PbSO₄/PbO₂) en of je die weer kan opladen.

Opdracht 37
Controleer de redoxtabel (tabel X) en kies de oxidator en reductor met voldoende kracht om in de praktijk te dienen als electrochemische cel (galvanisch element).
Denk je dat je zo'n element zelf zou kunnen maken?

3.3 Indirect en niet-spontaan:
Electrolyse

Het is gebruikelijk dat een chemisch evenwicht zich verschuift naar de kant van de zwakke stoffen (spontane reactie). Het kan ook anders: we kunnen een redoxreactie van zwakke stoffen dwingen te verlopen en daarvoor gebruiken we externe krachten. Een stroombron die verbonden is met de electroden in het electrochemische systeem.
We spreken dan van "Electrolyse".

Natuurlijk zijn er weer twee electroden. Aan één daarvan vindt de half-reactie plaats van de reductor en aan de andere de half-reactie van de oxidator.
De uitwendige stroombron heeft een positieve en een negatieve pool.
De negatieve pool verbind je met een electrode. Wat betekent dat? Die negatieve pool van de stroombron stuurt dan vele electronen naar die electrode, die daardoor dus negatief wordt (kathode).
De positieve pool van de stroombron verbind je met de andere electrode die daardoor electronen moet afstaan aan de stroombron en positief wordt (anode).
Deze geladen electroden - als de lading voldoende is - gaan nu als volgt te werk:

De kathode (negatief) zal proberen electronen kwijt te raken en zoekt naar deeltjes die electronen willen opnemen (dat moeten dus oxidatoren zijn)

De anode (positief) zal proberen electronen te pakken en zoekt naar deeltjes die electronen willen afstaan (dat moeten dus reductoren zijn)

Als er dan deeltjes / stoffen in de electroderuimten zijn die willen afstaan of opnemen - en dat mogen best zwakke reductoren of oxidatoren zijn - dan zal dat ook gebeuren; als tenminste de externe stroombron voldoende sterk is. Zo niet, dan kun je altijd het voltage opvoeren. Hoe zwakker de aanwezige oxidator of reductor, des te hoger voltage nodig is van de uitwendige stroombron.
Die oxidatoren en reductoren kunnen molekulen zijn, atomen of ionen, alles kan. Let wel op: complexe ionen, vooral die ionen met zuurstof als sulfaat, hebben moeite met het meedoen aan dit soort electrolysereacties wegens een hoge activeringsenergie (waarop OH^- weer een uitzondering is).
Ook hier weer: de redoxtabellen geven aan wie als reductor of oxidator zal optreden.

Opdracht 38
Een oplossing van calciumnitraat ondergaat electrolyse met platina-electroden.
Geef de vergelijkingen voor de twee halfreacties die aan de electroden verlopen.

Bij electrolyse verlopen de redox-halfreacties gescheiden en een totaalreactie is daarom niet altijd interessant of van belang. Het wordt in elk geval wel van belang als er berekeningen gedaan moeten worden: hoeveel moeten we oplossen? Hoeveel van dit of dat product kan er gevormd worden? Enzovoort. In dat geval is een totaalreactie absoluut nodig. Maar om de electrolyse goed te begrijpen is het voldoende te weten wat er precies aan elke electrode gebeurt.

Opdracht 39
Stel dat je een stuk filtreerpapier hebt bevochtigd met een KI-oplossing waarin ook een paar druppels indicator (fenolftaleine) zitten. Twee electroden aan een batterijtje breng je in contact met dit natte papier op ongeveer 1 cm afstand. Er vindt dan een electrolyse plaats (gedwongen redoxreactie).

Geef de halfreacties
Wat kun je hierbij waarnemen?

Electroden maken indirecte redoxreacties mogelijk. De bijbehorende electronenoverdracht gebeurt dus niet in direct contact van de reagerende deeltjes, maar via geleidend materiaal. Ook bij electrolyse kan de electrode gemaakt zijn van inert materiaal (grafiet, platina) of ze doen mee aan de electrolyse, zoals bijvoorbeeld als een electrode gemaakt is van Zink of Koper. Denk er verder ook om dat ook hier de vloeistof tussen de electroden geleidend moet zijn (ionen bevat).

Nog eens op een andere manier de electrolyse uitgelegd: zeg dat de electroden degenen zijn die de aanwezige deeltjes dwingen tot electronenoverdracht. De anode is positief, heeft dus tekort aan electronen, wil graag electronen opnemen, zoekt naar deeltjes in de buurt die electronen kunnen afstaan en - bij voldoende voltage - dwingt deze electrode die stof om dat ook te doen. Bij de kathode gebeurt precies het omgekeerde.

Opdracht 40

Formuleer precies wat er gebeurt aan de kathode.
Zal de anode oxidatoren of reductoren naar zich toehalen? Leg je antwoord uit.

Opdracht 41
Kijk goed naar het volgende schema en leg het schema uit:

Een 'animatie':
Maak van de electroden twee mensen: De handen van die twee mensen houden de stroombron vast, hebben daar contact en de man wordt volgestouwd met electronen terwijl de vrouw leeggezogen wordt door diezelfde stroombron. Ze voelen zich niet lekker, geen van beiden, en willen daar wat aan doen. De man gaat nu optreden als de kathode en de vrouw wordt de anode:
De vrouw voelt groot gebrek aan electronen en omdat ze met haar voeten in de oplossing staat gaat ze proberen daar electronen uit te trekken, naar zich toe te halen. En jawel, ze ziet daar een of andere stof die electronen kan afstaan (een reductor), doet er niet toe of die stof dat graag wil, maar ze dwingt die stof electronen aan haar af te geven. Dat gebeurt precies op het moment dat zo'n deeltje de voeten van de vrouw raakt.
De man voelt zich haast barsten van teveel aan electronen, maar heeft nu eenmaal geen direct contact met de vrouw en staat alleen maar met zijn voeten in de oplossing waar wel een stofje is die electronen kan overnemen (een oxidator), graag of niet. Die stof wordt dan gedwongen tot electronenovername om zo de man wat rust te geven. Dat gebeurt zodra die deeltjes de voeten van de man aanraken.
Wat er gebeuren zou als de twee electroden, man en vrouw, elkaar wel direct zouden tegenkomen laat zich raden. Ernstige kortsluiting natuurlijk.

Opdracht 42
Probeer de electrolyse uit te tekenen overeenkomstig bovenstaande animatie.

Hoofdstuk 4. Oxidatiegetal

Het oxidatiegetal is het aantal electronen dat - geheel of gedeeltelijk - door een of ander deeltje wordt opgenomen of afgestaan.

Opdracht 43

Bewering: Het diagram hiernaast toont de veranderende oxidatiegetallen van zwavel in het productieproces van zwavelzuur. De bewering is dat grafiek D als enige die veranderende oxidatiegetallen weergeeft.

Het proces kan in grove lijnen als volgt worden aangegeven:
S

SO₂

SO₃

H₂SO₄
Leg uit of de bewering juist is of niet.
N.B.

Neutrale elementen krijgen een oxidatiegetal met waarde 0 (de atomen hebben geen electronen verloren of gewonnen).
Waterstof neutraal heeft dus oxidatiegetal 0, maar in verbindingen is het vrijwel altijd +1.
Zuurstof als element heeft oxidatiegetal 0, maar in verbindingen is het meestal -2.

Opdracht 44
Welke oxidatiegetallen hebben de elementen in de volgende stoffen: Kaliumdichromaat; Natriumpermanganaat; Zilver; Water; Waterstofperoxide?

Opdracht 45
Welke van de volgende reacties zijn redoxreacties: leg je antwoord uit m.b.v. oxidatiegetallen.

H₂(g) + Br₂(aq) 2HBr(aq)
NH₄NO₃ N₂O+ 2H₂O
NH₄Cl NH₃+ HCl
2K₂CrO₄ + H₂SO₄ K₂Cr₂O₇+ K₂SO₄ + H₂O
H₃BO₃ + 4HF HBF₄+ 3H₂O
Fe(s) + S(s) FeS(s)

Opdracht 46
Onderzoek m.b.v. de oxidatiegetallen wie in de volgende reacties oxidator of reductor is:

SO₂ + Br₂ + 2H₂O 2HBr + H₂SO₄
Mg + H₂SO₄ MgSO₄ + H₂
Cu + 2H₂SO₄ CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O
3I₂ + 6KOH KIO₃ + 5KI + 3H₂O

Antwoord

Hoofdstuk 5 Oplossen van redoxreacties

Het schema hieronder verdeelt de redoxreacties in drie (groene) vlakken, resultaat van het samengaan van directe, indirecte redox met zwakke en sterke stoffen. Dat levert spontane en gedwongen redoxreacties op:

Direct

Indirect

Sterk

Dit zijn
Spontane reacties

Batterijen en accu's

Zwak

Hier gebeurt nooit iets effectief.

Electrolyse en opladen van accu's en batterijen

Dit zijn gedwongen reacties

Als we redoxreacties willen oplossen, niet met oxidatiegetallen, maar met de halfreactievergelijkingen, volgen we een aantal regels:

over welke reactie gaat het?
welke deeltjes doen mee?
wat zijn de half-vergelijkingen?
wat is de totaalreactievergelijking?
welke conclusies kunnen we trekken en waarnemingen kunnen we doen?

Het volgende schema toont 6 stappen die altijd terugkomen bij het oplossen van redoxreacties, hier en daar een beetje afhankelijk of het een directe (geen electroden) of indirecte reactie (met electroden) is.

*Zonder electroden*	*Met electroden*
1. maak een schets van wat er allemaal gebeurt / gedaan wordt.
2a. Maak een lijst van alle aanwezige stoffen / deeltjes, inclusief electroden) en 2b. Geef aan wat de reductor en wat de oxidator is(onderstrepen)
3. geeft de halfreactievergelijkingen;	3. geeft de halfreactievergelijkingen; OX reageert aan de positieve electrode RED reageert aan de negatieve electrode
4. kloppend maken en totaalvergelijking	4. kloppend maken
5. Eventuele vervolgreacties
6. Geef waarnemingen en conclusies

N.B.: het gebruik van de redoxtabel is onmisbaar.

Een voorbeeld:
In het chemisch lab brengen we een klein stukje van het metaal Natrium in gedestileerd water (doen we in een soort aquarium). Het Natrium is een zacht metaal waar we gewoon een stukje vanaf kunnen snijden of knippen, maar voorzichtig: het wordt niet voor niets onder petroleum bewaard; het reageert spontaan met luchtzuurstof en met water. Het afgeknipte stukje natrium drogen we (met filtreerpapier halen we het petroleum er af) en we leggen het voorzichtig op het wateroppervlak. Meteen begint het hevig te reageren, er vormt zich een gas, het stukje natrium gaat snel bewegen over het wateroppervlak, al brandend met gele vlammen. Dat gaat door tot het metaal helemaal verdwenen is. Een paar druppels indicator toevoegen aan het water laat zien dat het gedestilleerd water basisch is geworden.

Duidelijk en directe reactie: de natriumdeeltjes botsen direct met de waterdeeltjes en er zijn geen electroden. De reactie is zeer spontaan. We volgen de zes stappen:

Een situatieschets:
de aanwezige deeltjes/stoffen zijn: natrium en water, verder niets.
Kijken we in de tabel, dan moeten we concluderen dat water zowel als oxidator en als reductor kan optreden (in beide gevallen zeer zwak). Maar natrium daarentegen is een zeer sterke reductor, dus logisch om te denken dat het water in dit geval als oxidator gaat optreden. De reductor staat lager dan de oxidator, dus de reactie is spontaan.
De halfreactievergelijkingen:

Red: Na Na⁺ + e^- |x2

Ox: 2H₂O + 2e^- H₂ + 2OH^- |x1

NB: het aantal electronen moet in beide halfreacties gelijk zijn
De totaalreactievergelijking:
2Na + 2H₂O 2Na⁺ + H₂ + 2OH^-
of:
2Na(s) + 2H₂O(l)2NaOH(aq) + H₂(g) ΔH < 0
Waarschijnlijk is hier één vervolgreactie: het waterstofgas dat ontstaat is verantwoordelijk voor de brand; het reageert met zuurstof uit de lucht en veroorzaakt de vlammen.
Waarnemingen en conclusies:
1. De reactie is spontaan, er komt energie vrij in de vorm van warmte en licht; het is dus exotherme reactie.
2. Er vormt zich het gas waterstof dat gemakkelijk ontvlamt en zal branden; dat is te zien.
3. Het product NaOH creëert een basisch milieu (ionen OH^-); dat kunnen we controleren met de indicator: kleur wordt violet.

Opdracht 47
Hieronder 6 redoxreacties om op te lossen volgens de 6 regels van het schema.

Calcium(s) met water(l)
Koper(s) met geconcentreerd salpeterzuur
Kaliumpermanganaat(aq) met oxaalzuur(aq) (in aanwezigheid van verdund zwavelzuur)
Koper(s) met zinksulfaat(aq)
Broom(aq) met Kaliumjodide(aq)
Kaliumpermanganaat(aq) met natriumsulfiet(aq)

Opdracht 48
Wat kun je waarnemen bij de reactie van Kalium met water? Zal deze reactie meer of minder hevig zijn, in vergelijking met natrium?

Hoofdstuk 6. Electrodepotentiaal

De galvanische cel uit onderstaande tekening ken je al. Nogmaals, de bedoeling van zo'n electrochemisch element is het opwekken van electrische energie met behulp van sterke chemische stoffen (oxidatoren en reductoren). Altijd passen we twee redoxkoppels toe (meestal te vinden in de redoxtabel). Je kunt de halfpotentiaal van een redoxkoppel meten en de waarden daarvan vind je in de meeste tabellen en die baseren zich dan op standaardomstandigheden: 25^oC en 1 atm. Gasdruk of een concentratie van 1M. Hoe sterker een oxidator of reductor, des te hoger de geleverde halfpotentiaal. Als je zo twee koppels samenvoegt tot een volledige cel, dan heb je tussen te twee redoxkoppels een potentiaalverschil. Bij een gewoon batterijtje is dat bijv. 1,5V.

Voorbeeld:
We hebben hier twee halfreacties van twee redoxkoppels:

Red: Cu

Cu²⁺ + 2e^-V_(standaard) = +0,34 V
Ox: Zn²⁺ + 2e^-

Zn
V _(standaard) = -0,76 V
Het potentiaalverschil, onder standaardomstandigheden, is: (red - ox) =0,34 - (-0,76) = 1,10 Volt [je moet altijd de kleinste van de grootste aftrekken]
Deze accu zal dus een voltage opleveren van 1,1 volt.

Als je de omstandigheden verandert, zal ook het potentiaalverschil veranderen. Een hogere concentratie aan zinkionen (meer OX) zal waarschijnlijk een hogere potentiaal opleveren.

Hoodstuk 7. Een paar toepassingen

In deze module gaan we niet uitvoerig in op toepassingen omdat daarvoor een aparte module gemaakt wordt (module 15). Maar een paar voorbeelden van redox in de praktijk laten we hier wel zien: het gaat om "blazen bij verkeerscontrole" en de zwart-wit fotografie.

7.1 "Glaasje op, laat je rijden!"

Ofwel: wie 'bobt' er vandaag?

De opgenomen alcohol komt in het bloed terecht en deels in de longen en andere organen (ook hersenen) en zal het reactievermogen van de chauffeur aantasten. Bij ongelukken heeft de gedronken chauffeur automatisch schuld. De politie heeft verschillende mogelijkheden om te controleren; één daarvan is gebaseerd op de redoxreacties: het blaaspijpje. Daarin bevindt zich kaliumdichromaat in zuur milieu met een gele kleur. Als bij het blazen de alcohol geoxideerd wordt door het bichromaat, ontstaat er een groengekleurde stof (met Cr(III)-ionen). Als dat gebeurt zal de agent je niet door laten rijden. Het andere product dat hierbij ontstaat is azijnzuur.

Opdracht 49

Vind je deze controle nuttig en rechtvaardig, wetenschappelijk, maar ook moreel gezien?
Geef de halfreactievergelijkingen en een totaalvergelijking en leg aan de hand daarvan de waarnemingen uit.

7.2 De ouderwetse zwart-wit-fotografie

Fotografisch papier bevat een laag van zeer fijne kristallen zilverbromide.
Op het moment dat lichtstraling (energie) zo'n kristal bereikt wordt het in zekere zin aangetast:

AgBr(s) Ag(s) + Br₂(g) Ag(s) is zwart, en Br₂(ontsnapt in gasvorm)

Op het papier zie je nog niets van dit proces, direct na de belichting, maar die aantasting is wel overal gebeurd. Dan moet je dat papier vervolgens in een ontwikkelbad onderdompelen (1). Elk aangetast kristal (heeft al een beetje neutraal zilver) zal gaan reageren met de stoffen in dat bad: hydroxide en dihydroxibenzeen

2AgBr(s) + 2KOH(aq) + H₂O + OH^- 2Ag(zwart) + andere stoffen

Hoe meer licht op de kristallen viel, des te meer zilver zal verschijnen en des te zwarter het resultaat.
Dan is er nog een heleboel ongebruikt zilverbromide over en dat mag natuurlijk niet daar blijven zitten. Dat zou alleen maar problemen veroorzaken als de film of het fotopapier daarna in het licht komt. Dat overbodige en overgebleven zilverbromide moet weg en daarvoor gebruikt men "fixeer", een oplossing van ammoniumtiosulfaat.

AgBr(s) + 2(NH₄)₂S₂O₃(aq) NH₄Br(aq) + (NH₄)₃(AgS₄O₆)(aq)

Tenslotte is het alleen nog maar een kwestie van het papier of de film drogen.

Opdracht 50
Kontroleer van alle reacties van 7.2 de veranderingen in oxidatiegetallen