Leerdoelen
•Je kunt metalen rangschikken naar hun edelheid.
•Je kunt voorspellen of een redoxreactie verloopt, een evenwicht is, of niet verloopt.
•Je kunt redoxreacties opstellen met behulp van Binas tabel 48.
•Je kunt voorbeelden van redoxreacties begrijpen.
Wat is de edelheid van metalen?
De edelheid van metalen is de mate waarin een metaal reageert. Hoe edeler een metaal, hoe minder snel het atoom een ion wordt. Een edelmetaal reageert minder met zijn omgeving. Hoe onedeler een metaal, hoe meer het reageert met de omgeving. Metalen kunnen elektronen afstaan. Dit betekent dat het ene metaal makkelijker elektronen afstaat dan het andere.
Wat zijn edele en onedele metalen?
Een metaal dat elektronen afstaat, heet een reductor.
•Een edelmetaal is een zwakke reductor; het staat niet graag elektronen af. Goud is een edelmetaal, omdat het niet gemakkelijk wordt aangetast door bijvoorbeeld zuurstof. Zilver is minder edel dan goud, maar edeler dan ijzer.
•Een onedel metaal is een sterke reductor; het staat wel graag elektronen af. Ijzer is een onedel metaal en reageert makkelijker dan goud of zilver.
Waarom is natrium zo reactief?
Natrium (Na) is een zeer onedel metaal en bestaat in de vrije natuur alleen als ion (Na+). Dit komt door zijn atoomstructuur. Een natriumatoom heeft elf protonen in de kern en verdeelt zijn elektronen over drie schillen: twee in de eerste, acht in de tweede en één in de derde schil. Dit ene elektron in de buitenste schil verstoort de stabiliteit. Om te voldoen aan de octetregel – waarbij een deeltje het liefst gesloten, volle schillen heeft – staat natrium dit ene elektron gemakkelijk af. Dan is de schil daaronder vol en stabiel, waardoor het natriumion (Na+) minder reactief is.
Hoe werken redoxkoppels en standaard elektrodepotentialen?
Wat is een redoxkoppel?
Een redoxkoppel is een combinatie van een oxidator en een reductor die bij elkaar horen. Wanneer het ene deeltje elektronen afstaat, wordt het het andere deeltje; wanneer het ene deeltje elektronen opneemt, wordt het het andere deeltje. Bijvoorbeeld: Au3+ (oxidator) en Au (reductor) vormen een redoxkoppel.
Wat is de standaard elektrodepotentiaal (V0)?
De standaard elektrodepotentiaal (V0) is een maat voor de neiging van een deeltje om elektronen op te nemen (als oxidator) of af te staan (als reductor). Deze waarde is uitgedrukt in volt en wordt gemeten ten opzichte van de standaard waterstofelektrode, die een V0 van 0 volt heeft. Hoe hoger de V0, hoe sterker de oxidator. Hoe lager de V0, hoe sterker de reductor.
Hoe lees je tabel 48 in Binas?
Binas tabel 48 bevat een lijst van standaard elektrodepotentialen voor redoxkoppels. De tabel is opgebouwd uit twee kolommen:
•Linkerkolom: Bevat de oxidatoren, gerangschikt van sterkste (bovenaan) naar zwakste (onderaan). Fluor (F2) is bijvoorbeeld de sterkste oxidator in de tabel, het lithiumion (Li+) de zwakste. Een sterke oxidator wil knettergraag elektronen opnemen.
•Rechterkolom: Bevat de reductoren, gerangschikt van zwakste (bovenaan) naar sterkste (onderaan). Het fluoridion (F-) is een zwakke reductor, terwijl lithium (Li) een sterke reductor is. Een sterke reductor wil graag elektronen afstaan.
De sterkste reductor zal reageren met de sterkste oxidator, omdat de sterkste reductor het liefst elektronen afstaat en de sterkste oxidator het liefst elektronen opneemt.
Hoe voorspel je het verloop van een redoxreactie?
De Delta V0 (ΔV0) bepaalt of een redoxreactie verloopt.
Hoe bereken je Delta V0?
Delta V0 is het verschil in standaard elektrodepotentiaal tussen het redoxkoppel van de oxidator en het redoxkoppel van de reductor. ΔV0 = V0 (oxidator) - V0 (reductor) Je neemt de V0 van de halfvergelijking van de oxidator en trekt daar de V0 van de halfvergelijking van de reductor vanaf.
Welke regels gelden voor het verloop van een redoxreactie?
De waarde van ΔV0 voorspelt het type reactieverloop:
Wanneer is een deeltje een oxidator of een reductor?
Je kunt de aard van deeltjes vaak al herkennen:
•Metalen zijn altijd reductoren (bijvoorbeeld Na, Fe, Zn).
•Halogenen zijn altijd oxidatoren (bijvoorbeeld Cl2, Br2, I2).
•Negatieve ionen zijn vaak reductoren, omdat ze een negatieve lading kunnen afstaan (bijvoorbeeld Cl-, I-).
•Sommige stoffen kunnen beide zijn, afhankelijk van de andere aanwezige deeltjes. Bijvoorbeeld Sn2+ kan als reductor reageren bij een V0 van +0,15 V en als oxidator bij een V0 van -0,14 V.
Hoe stel je een redoxreactie op?
Wat is het stappenplan voor het opstellen van een redoxreactie?
1.Inventariseer de deeltjes: Bepaal welke deeltjes er aanwezig zijn in de oplossing. Vergeet water (H2O) niet.
2.Identificeer sterkste oxidator en sterkste reductor:
1.Ga na welke deeltjes (mogelijk) oxidatoren zijn en welke (mogelijk) reductoren.
2.Zoek in Binas tabel 48 de sterkste oxidator (hoogste V0) en de sterkste reductor (laagste V0) van de aanwezige deeltjes.
3.Controleer of de reactie verloopt: Bereken de ΔV0 met de formule V0 (sterkste oxidator) - V0 (sterkste reductor). Gebruik de regels voor ΔV0 om te bepalen of de reactie aflopend is, een evenwicht is, of niet verloopt. Als er geen reactie is, hoef je geen vergelijking op te stellen.
4.Stel de halfreacties op: Schrijf de halfvergelijking voor de oxidator (elektronen vóór de pijl) en de halfvergelijking voor de reductor (elektronen ná de pijl).
5.Gelijk maken van elektronen: Zorg dat het aantal afgestane elektronen gelijk is aan het aantal opgenomen elektronen door een of beide halfreacties met een factor te vermenigvuldigen.
6.Tel de halfreacties op: Voeg de deeltjes vóór de pijlen samen en de deeltjes ná de pijlen samen. De elektronen vallen tegen elkaar weg.
7.Controleer de totaalvergelijking: Controleer de massa- en ladingbalans.
Voorbeeld 1: Broom en ijzer(II)chloride
Stel de vergelijking op als broom (Br2) in oplossing met een ijzer(II)chloride (FeCl2) oplossing in aanraking komt.
1.Aanwezige deeltjes: Br2 (aq), Fe2+ (aq), Cl- (aq), H2O (l).
2.Identificeren ox/red:
1.Br2 is een oxidator.
2.Fe2+ kan zowel oxidator (Fe3+) als reductor (Fe) zijn.
3.Cl- is een reductor.
4.H2O kan in redoxreacties als zwakke oxidator of reductor reageren, maar wordt vaak overgeslagen als er sterkere deeltjes aanwezig zijn.
5.Sterkste oxidator: Br2 (V0 = +1,07 V)
6.Sterkste reductor: Fe2+ (wordt Fe3+, V0 = +0,77 V)
3.Verloop van reactie:
1.ΔV0 = V0 (Br2) - V0 (Fe2+) = +1,07 V - +0,77 V = +0,30 V
2.Omdat ΔV0 ≥ +0,3 V, verloopt de reactie aflopend.
4.Halfreacties:
1.Oxidator: Br2 (aq) + 2e- → 2Br- (aq)
2.Reductor: Fe2+ (aq) → Fe3+ (aq) + e-
5.Gelijk maken elektronen: De halfreactie van Fe2+ moet keer twee:
1.Oxidator: Br2 (aq) + 2e- → 2Br- (aq)
2.Reductor: 2Fe2+ (aq) → 2Fe3+ (aq) + 2e-
6.Totaalvergelijking: Tel de halfreacties op:
1.Br2 (aq) + 2Fe2+ (aq) → 2Br- (aq) + 2Fe3+ (aq)
School- en eindexamenregels voor reactieverloop
Voor schoolexamens gebruik je de ΔV0-methode. Op het eindexamen wordt soms een vereenvoudigde regel gebruikt:
•Een redoxreactie verloopt als de halfreactie van de oxidator in Binas tabel 48 boven die van de reductor staat. Dit komt overeen met de 'schuine lijn'-regel: als je een schuine lijn van de oxidator naar de reductor kunt trekken, verloopt de reactie.
