Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen van een reductor naar een oxidator. De combinatie van oxidator en reductor die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan, vormen een geconjugeerd oxidator-reductor paar of redoxkoppel.Hoe sterker de reductor, des te zwakker de geconjugeerde oxidator, en vice versa. Of oxidatoren en reductoren met elkaar reageren is afhankelijk van hun relatieve sterktes. In dit thema geven we voorbeelden van redoxreacties (en de gevolgen, zoals corrosie) en toepassingen (productie van metalen, kwantitatieve anlyses en stroombronnen).
Een voorbeeld van een redoxreactie Bron: harvard.edu/photos
Redoxreacties I
Een reactie waarbij overdracht van elektronen optreedt tussen de reactanten (atomen, moleculen of ionen), noemen we een oxidatie-reductie reactie ofwel redoxreactie.
Voorbeelden van redoxreacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen zijn:
reacties waarbij metalen zijn betrokken:
reacties tussen metalen en niet-metalen,
reacties tussen metalen en zuren,
reacties tussen metalen en metaalionen;
reacties tussen halogenen en halogenide-ionen.
Zilverafzetting op een koperdraad in een zilvernitraatoplossing,
waarbij er koper(II)ionen in oplossing gaan (blauwe kleur) Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Elektronenoverdracht
Een reactie waarbij overdracht van elektronen optreedt tussen de reactanten (atomen, moleculen of ionen), noemen we een oxidatie-reductie reactie ofwel redoxreactie.
De oxidator neemt hierbij elektronen op en wordt daarbij gereduceerd; de reductor staat elektronen af en wordt geoxideerd.
Een voorbeeld is de oxidatie van magnesium door zuurstof. Zuurstof treedt op als oxidator en magnesium als reductor:
Een oxidatie is dus het proces waarbij een deeltje elektronen afstaat en een reductie is het proces waarbij een deeltje elektronen opneemt.
Oxidatie en reductie gaan altijd samen, het ene proces kan nooit optreden zonder het andere. Het aantal door de reductor afgestane elektronen is altijd gelijk aan het aantal door de oxidator opgenomen elektronen.
Samenvattend:
reductie = elektronenopname;
oxidatie = elektronenafgifte;
reductor = deeltje dat elektronen kan afstaan, een elektronendonor;
oxidator = deeltje dat elektronen kan opnemen, een elektronenacceptor.
Halfvergelijking
Bij redoxreacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen kunnen we de elektronenoverdracht duidelijk laten zien door de reactievergelijking op te splitsen in twee halfvergelijkingen (die opgeteld weer de reactievergelijking opleveren).
Bij deze reacties verandert de lading van de reactanten. Voor de hierboven besproken oxidatie van magnesium door zuurstof zijn de bijbehorende halfvergelijkingen:
Het aantal afgestane en opgenomen elektronen is altijd gelijk, dus moeten we de eerste halfvergelijking met twee vermenigvuldigen. Na optelling van beide halfvergelijkingen ontstaat de totale reactievergelijking van de redoxreactie.
Tenslotte schrijven we voor 2 Mg2+ + 2 O2- weer gewoon 2 Mg2+O2- of 2 MgO.
Als we de nadruk willen leggen op de macroscopische stoffen. dan kunnen we ook nog de toestandsaanduidingen vermelden.
Wat is een redoxreactie?
Het gebruik van halfreacties
Metalen met niet-metalen
Bij de reacties tussen metalen en niet-metalen ontstaan zouten, verbindingen opgebouwd uit ionen. In een reactie staat een metaalatoom altijd een of meer elektronen af aan een ander deeltje en wordt dus altijd geoxideerd. Metalen zijn reductoren:
Metalen kunnen in reacties uitsluitend positieve ionen vormen. De lading van deze ionen noemen we de (elektro)valentie. Niet-metalen vormen in een reactie met een metaal altijd negatieve ionen (zie het thema 'Sk-07 Chemische binding').
De reactie berust op een overdracht van elektronen van het metaal naar het niet-metaal.
Het metaal is de reductor en het niet-metaal de oxidator. Voorbeelden van sterke oxidatoren zijn zuurstof en chloor:
Een voorbeeld van een reactie tussen een metaal en een niet-metaal is de oxidatie van magnesium door zuurstof, besproken onder de knop 'Elektronenoverdracht':
Niet alle metalen reageren met zuurstof. Op grond van het al dan niet reageren met zuurstof kunnen we metalen indelen in edele, halfedele en onedele metalen.
Brandend magnesiumlint Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry
Edele, halfedele en onedele metalen
Op grond van het al dan niet reageren met zuurstof kunnen we metalen indelen in de volgende categorieën:
Edele metalen zijn goud en platina. Deze metalen reageren niet met zuurstof.
Halfedele metalen zijn kwik, koper en zilver. Deze metalen reageren moeilijk tot zeer moeilijk met zuurstof.
onedele metalen zijn ondermeer lood, tin, ijzer en zink. Zeer onedele metalen zijn aluminium, magnesium, calcium, natrium en kalium. Deze metalen reageren goed tot zeer goed met zuurstof.
Naarmate een metaal gemakkelijker reageert, staan de atomen gemakkelijker elektronen af, is het een betere reductor en is het metaal onedeler.
De 'Sterkte van oxidatoren en reductoren' komt in het vervolg uitgebreid aan de orde.
Metalen met zuren
Bepaalde metalen lossen op in verdunde sterke zuren onder waterstofontwikkeling. Het oplossen van het metaal komt meestal neer op een reactie tussen metaalatomen en H+(aq)-ionen. Hiermee bedoelen we eigenlijk H3O+(aq), maar voor het gemak houden we in redoxreactievergelijkingen meestal de notatie H+(aq) aan. Een voorbeeld is de reactie van zink(poeder) met zoutzuur:
In halfvergelijkingen:
Het zink lost op als Zn2+ en staat hierbij twee elektronen af aan de H+-ionen. Per H+-ion wordt één elektron opgenomen, waardoor een H-atoom ontstaat; dit reageert met een ander H-atoom en vormt H2-gas. Zn is dus de reductor en H+ de oxidator.
De Cl--ionen reageren niet; er ontstaat een oplossing van zinkchloride (ZnCl2). De reactievergelijking, geschreven met H3O+, is:
Niet alle metalen reageren met verdunde sterke zuren. Het al dan niet reageren is afhankelijk van de reductorsterkte (de oxideerbaarheid) van het metaal. We maken daarom weer onderscheid tussen de edele, halfedele en onedele metalen.
Reactie van zinkpoeder met zoutzuur Bron plaatje: Brady & Senese, Chemistry (5th Ed)
Edele en halfedele metalen
De edele en halfedele metalen (Cu, Hg, Ag, Au en Pt) reageren niet met H+(aq). Hg en Cu lossen wel op in salpeterzuur. De combinatie H+(aq) en NO3-(aq) is een krachtige oxidator (zie onder de knop 'Sterkte van oxidatoren en reductoren').
Een koperen munt reageert met salpeterzuur Bron: Brady & Senese, Chemistry (5th Ed)
Zo is het mogelijk om een koperplaat te gebruiken voor het maken van een ets.
Zelfs voor goud is een oplosmiddel gevonden, 'koningswater', een mengsel van geconcentreerd salpeterzuur en zoutzuur. Dit mengsel levert atomair chloor, dat in staat is om goud te oxideren en (ionair) in oplossing te houden.
Onedele en zeer onedele metalen
Onedele metalen reageren wel met H+(aq). Niet elk onedel metaal lost op in elk verdund zuur. Pb lost bijvoorbeeld niet op in verdund zwavelzuur doordat onoplosbaar PbSO4 ontstaat.
De zeer onedele metalen zijn zulke sterke reductoren dat ze zelfs met zuiver water (extreem zwak zuur) reageren, waarin de concentratie H+(aq) zeer laag is:
Water is in dit geval de oxidator, calcium de reductor. Halfreacties:
Reactie van metallisch natrium met water Bron: Brady & Senese, Chemistry
Aluminium
Aluminium behoort ook tot de zeer onedele metalen. Desondanks wordt aluminium nauwelijks door water aangetast. Dit is te danken aan het ondoorlatende laagje aluminiumoxide, dat het metaal afschermt tegen invloeden van buitenaf.
Onder de knop 'Sterkte van oxidatoren en reductoren' komen bovenstaande eigenschappen van metalen in een theoretisch perspectief te staan.
Metalen en metaalionen
In een reactie staat een metaalatoom altijd een of meer elektronen af aan een ander deeltje en wordt dus altijd geoxideerd. Metalen zijn reductoren. Omgekeerd neemt een metaalion in een reactie altijd elektronen op. Metaalionen zijn oxidatoren. De algemene reactievergelijking voor een willekeurig metaal (Me) is:
Voorbeeld
Laten we een ijzeren spijker (Fe) enige tijd staan in een oplossing van koper(II)sulfaat (CuSO4), dan vormt zich een rood laagje koper (Cu) op het ijzer. De blauwe kleur van de oplossing (het gevolg van Cu2+-ionen, omringd door watermoleculen) verandert in lichtgroen door de vorming van ijzerionen (Fe2+-ionen, omringd door watermoleculen). Het is duidelijk dat hier een redoxreactie heeft plaatsgevonden. Fe is in deze reactie de reductor en Cu2+ de oxidator:
Halfvergelijkingen:
Theoretisch zou ook de omgekeerde reactie plaats kunnen vinden. Waarom de ene reactie de overhand heeft op de andere zullen we zien bij 'Sterkte van oxidatoren en reductoren'.
Koperaanslag op een ijzeren spijker in een koper(II)sulfaatoplossing Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Halogenen met halogenide-ionen
De niet-metalen fluor, chloor, broom en in mindere mate jood zijn 'agressieve chemicaliën'. Het sterke reactievermogen berust op het feit dat ze makkelijk elektronen kunnen opnemen en daarbij overgaan in respectievelijk fluoride, chloride, bromide en jodide-ionen. In een reactie neemt een halogeenmolecuuul altijd twee elektronen op en wordt dus gereduceerd. Halogenen zijn sterke oxidatoren. Omgekeerd is een halogenide-ion in principe in staat een elektron af te staan en wordt dan geoxideerd. Maar halogenide-ionen zijn (erg) zwakke reductoren. De algemene vergelijking voor een willekeurig halogeen is:
Voorbeeld
Bij menging van chloorwater (Cl2(aq)) en een oplossing van natriumbromide (NaBr) kleurt de oplossing oranje. De kleur wordt veroorzaakt door broom (Br2(aq)). Dit is aan te tonen door de vloeistof te schudden met hexaan: de hexaanlaag wordt oranje en de waterlaag ontkleurt. Het is duidelijk dat hier een redoxreactie heeft plaatsgevonden. Cl2 is in deze reactie de oxidator en Br– de reductor:
Halfvergelijkingen:
Theoretisch zou ook de omgekeerde reactie plaats kunnen vinden. Waarom de ene reactie de overhand heeft op de andere zullen we zien in 'Sterkte van oxidatoren en reductoren'.
Redoxreacties II
Bij redoxreacties tussen moleculaire stoffen is de overdracht van elektronen niet erg duidelijk, omdat reactanten en producten niet uit ionen bestaan. Voorbeelden van deze reacties zijn:
reacties tussen twee niet-metalen;
verbrandingsreacties.
Om een systematische kwantitatieve beschrijving te kunnen geven van alle redoxreacties is het begrip oxidatiegetal ingevoerd. We herkennen een redoxreactie aan de verandering van de oxidatiegetallen.
De verbranding van butaan is een redoxreactie Bron: Brady & Senese, Chemistry
Niet-metalen met niet-metalen
Bij reacties tussen twee niet-metalen bestaat het reactieproduct niet uit ionen, het is een moleculaire stof. Een eenvoudig voorbeeld is de reactie tussen waterstof en zuurstof:
Is dit een redoxreactie?
Brandstofcel
Dat er tussen waterstof en zuurstof elektronenoverdracht plaatsvindt blijkt uit de toepassing in de brandstofcel. Een waterstof-brandstofcel is een soort batterij waarin waterstof en zuurstof katalytisch met elkaar reageren tot water en waarbij de energie niet vrijkomt in de vorm van warmte, maar in de vorm van elektriciteit (zie thema Sk-14 Elektrochemie).
Schema van een brandstofcel Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Zo'n brandstofcel bestaat uit twee elektroden van poreus materiaal met daartussen een geleidende vloeistof. Bij de ene elektrode leiden we waterstofgas in, dat door de elektrode diffundeert. Aan het oppervlak kunnen de waterstofmoleculen overgaan in positieve waterstofionen en staan daarbij hun elektronen af aan de elektrode. Deze elektrode krijgt daardoor een negatieve lading:
Bij de andere elektrode leiden we zuurstofgas in, dat door de poreuze elektrode diffundeert en aan het oppervlak kan reageren tot oxide-ionen. De elektronen die daarvoor nodig zijn, kunnen worden onttrokken aan de elektrode, die daardoor een positieve lading krijgt:
In bovenstaande cel reageert het gevormde H+ aan de minpool onmiddellijk met OH- tot water. Het gevormde O2- aan de pluspool regeert met water tot OH-.
Als we de negatieve en positieve elektrode buitenom via een koperen draad met elkaar verbinden, loopt er een elektrische stroom door de draad. Deze stroom bestaat uit de elektronen die door de waterstofmoleculen zijn afgestaan aan de ene elektrode en door de zuurstofmoleculen worden opgenomen aan de andere elektrode.
Bij de reactie tussen H2 en O2 vindt dus overdracht van elektronen plaats (ze gaan via de koperen draad). Het is een redoxreactie:
Hieronder een animatie van een waterstof/zuurstofcel
Brandstofcellen komen terug in het thema 'Sk-14 Elektrochemie'.
Directe reactie
Ook als je deze reactie niet in een brandstofcel uitvoert, is het uiteraard een redoxreactie. Vanuit de reactievergelijking is dit ook in te zien. De OH-binding in water is een polair covalente binding: het H-atoom heeft een lading δ+ en het O-atoom een lading δ-. In de uitgangsstoffen, H2 en O2, zijn de atomen neutraal.
Er heeft dus uiteindelijk geen totale overdracht van elektronen plaatsgevonden, maar slechts een gedeeltelijke.
De elektronenoverdracht is nu niet met halfvergelijkingen aan te geven. Om toch een systematische kwantitatieve beschrijving van deze redoxreacties te kunnen geven is het begrip oxidatiegetal ingevoerd.
Verbrandingsreacties
Alle reacties tussen zuurstof en moleculaire stoffen, dus ook alle verbrandingsreacties, zijn redoxreacties. Zuurstof fungeert dan als oxidator; het is de belangrijkste en meest voorkomende oxidator op aarde.
Een voorbeeld is de verbranding van methaan (aardgas):
Kwalitatieve beschrijving
Hoewel er in reactanten en producten geen ionen aanwezig zijn, is de redoxreactie toch te herkennen. Vergelijk je de O-atomen in O2 met de O-atomen in CO2 en H2O, dan valt op te merken dat de atomen in O2 neutraal zijn, terwijl ze in CO2 en H2O een lading d- hebben als gevolg van de polaire atoombinding. C in CH4 heeft een lading d-, maar in CO2 een lading d+. Er heeft dus geen totale overdracht van elektronen plaatsgevonden, maar slechts een gedeeltelijke.
Op deze manier kun je deze reactie als een redoxreactie herkennen: C wordt geoxideerd en O wordt gereduceerd. De elektronenoverdracht is ook nu niet met halfvergelijkingen aan te geven.
In plaats van bovenstaande kwalitatieve beschrijving is ook hier de beschrijving met behulp van oxidatiegetallen mogelijk.
Oxidatiegetallen
Om alle redoxreacties op systematische wijze te kunnen beschrijven, is het begrip oxidatiegetal (of oxidatietoestand) ingevoerd. Dit begrip is onontbeerlijk bij het beschrijven van reacties tussen moleculaire stoffen onderling. Aan elk atoom kennen we een oxidatiegetal toe, waarmee we op dezelfde manier werken als met de valenties van de ionen in zouten.
Het oxidatiegetal van een atoom is de theoretische lading die we aan dat atoom in een verbinding toekennen op grond van de volgende regels:
Het oxidatiegetal van atomen in niet-ontleedbare stoffen, dus in elementaire vorm, is gelijk aan nul.
Het oxidatiegetal van een metaalatoom in een verbinding is gelijk aan de valentie van dat metaal.
Waterstof heeft in verbindingen met andere niet-metalen oxidatiegetal +1.
Fluor heeft in alle verbindingen oxidatiegetal -1.
Zuurstof heeft in vrijwel alle verbindingen oxidatiegetal -2. Een uitzondering is zuurstof in peroxiden, zoals waterstofperoxide (H2O2): het oxidatiegetal is dan -1.
De som van de oxidatiegetallen van alle atomen in een deeltje (molecuul of ion) of formule-eenheid (bijvoorbeeld NaCl) is gelijk aan de netto lading van het deeltje of de formule-eenheid waarin die atomen zitten.
Het oxidatiegetal van een van de overige niet-metalen kunnen we meestal via de reeks van elektronegativiteit vinden: in de elektronenformule rekenen we het elektronenpaar van een polaire binding geheel bij het meest elektronegatieve atoom.
De regels moeten we in de aangegeven volgorde toepassen en de procedure moeten we stoppen zodra het oxidatiegetal is gevonden. Latere regels kunnen namelijk eerdere regels schijnbaar tegenspreken.
De regels berusten op de afspraak dat voor bepaling van het oxidatiegetal de elektronen van een polaire atoombinding worden gerekend bij het meest elektronegatieve atoom.
Volgorde van de elektronegativiteiten van de elementen:
Voorbeelden
De oxidatiegetallen van de atomen in methaan (CH4). Koolstof is het meest elektronegatieve element. De bindende elektronenparen rekenen we bij koolstof. Het C-atoom heeft dus oxidatiegetal -4, het H-atoom heeft oxidatiegetal +1.
De oxidatiegetallen van de atomen in koolstoftetrachloride (CCl4). Volgens de regels rekenen we de elektronen van de polaire atoombinding bij chloor (chloor is elektronegatiever dan koolstof). Het Cl-atoom heeft dus oxidatiegetal -1 en het C-atoom heeft oxidatiegetal +4.
De oxidatiegetallen van de atomen in zwavelzuur (H2SO4). Volgens de regels hebben waterstofatomen, in verbindingen met atomen van andere niet-metalen, oxidatiegetal +1, en zuurstofatomen -2. De som van de oxidatiegetallen is nul, omdat het molecuul als geheel geen elektrische lading heeft. Het oxidatiegetal van het zwavelatoom in het molecuul is dan +6.
De oxidatiegetallen van de atomen in kaliumpermanganaat (KMnO4). Volgens de regels heeft kalium oxidatiegetal +1 (K staat in groep 1). Zuurstof heeft oxidatiegetal -2. Voor mangaan blijft dan oxidatiegetal +7 over, omdat de som van alle oxidatiegetallen gelijk moet zijn aan nul.
De oxidatiegetallen van de atomen in ammoniumnitraat (NH4NO3). Ammoniumnitraat is een zout, bestaande uit de ionen NH4+ en NO3-.
Regels toepassen:
NH4+: de H-atomen hebben elk oxidatiegetal +1, samen +4. De netto lading is +1, dus het N-atoom heeft oxidatiegetal -3. NO3-: de O-atomen hebben elk oxidatiegetal -2, samen -6. De netto is lading -1, dus het N-atoom heeft oxidatiegetal +5.
Oxidatiegetallen van stikstof in verschillende verbindingen/ionen Bron: Petrucci, General Chemistry
Redoxreactie of niet?
Als een reactie een redoxreactie is, moet er sprake zijn van elektronenoverdracht en moeten in de reactie oxidatiegetallen veranderen. De nettoverandering in het totaal van alle oxidatiegetallen moet gelijk zijn aan nul.
Als regel behoren alle reacties waarbij elementen reageren of ontstaan tot de redoxreacties.
Oxidatie: toename van oxidatiegetal
Reductie: afname van oxidatiegetal Bron: Brady & Senese, Chemistry
Voorbeelden
Voorbeeld 1
Ga na of de verbranding van koolstof een redoxreactie is. De vergelijking met de oxidatiegetallen van elke atoomsoort (geschreven boven de formules) luidt:
De oxidatiegetallen veranderen, het is een redoxreactie. Het oxidatiegetal van koolstof neemt toe van 0 tot +4, want vier elektronen worden nu gedeeltelijk afgestaan aan het sterker elektronegatieve zuurstof. Koolstof wordt geoxideerd.
Het oxidatiegetal van zuurstof neemt af van 0 naar -2, omdat elk zuurstofatoom twee elektronen van het koolstofatoom naar zich toetrekt. Zuurstof wordt dus gereduceerd. Zuurstof is de oxidator (het oxidatiegetal neemt af) en koolstof is de reductor (het oxidatiegetal neemt toe). Een verandering bij de twee zuurstofatomen met -2 eenheden geeft een totale verandering van -4 eenheden en dit is precies gelijk aan een verandering van +4 eenheden voor koolstof.
Voorbeeld 2
Ga na of de volgende reactie een redoxreactie is:
De vergelijking met de oxidatiegetallen van elke atoomsoort (geschreven boven de formules) luidt:
De oxidatiegetallen veranderen, het is een redoxreactie. Het oxidatiegetal van het fosforatoom stijgt van +3 naar +5: het fosforatoom staat twee elektronen af. Het oxidatiegetal van de drie chlooratomen in PCl3 verandert niet. Het oxidatiegetal van de twee andere chlooratomen, in Cl2, verandert van 0 naar -1. Beide chlooratomen nemen een elektron op.
Let op dat je de pijlen voor de elektronenoverdracht bij de juiste atoomsoort in de vergelijking plaatst, zodat ondubbelzinnig duidelijk is welk atoom elektronen afstaat en welk atoom elektronen opneemt. De elektronenoverdracht wordt altijd aangegeven bij de beginstoffen van de reactie, bij de formules vóór de pijl.
Voorbeeld 3
Ga na of de reactie van zwaveltrioxide met water tot zwavelzuur een redoxreactie is.
De oxidatiegetallen van alle atomen blijven ongewijzigd, het is dus geen redoxreactie.
Voorbeeld 4
Ga na of de reactie van natrium met water een redoxreactie is.
Je ziet aan de oxidatiegetallen dat twee van de vier waterstofatomen worden gereduceerd. Je kunt de reactie zien als een redoxreactie van twee natriumatomen met één watermolecuul, waarbij er twee natriumionen, een oxide-ion en waterstof ontstaan. In een zuur-basereactie reageert vervolgens het oxide-ion met een tweede watermolecuul tot twee hydroxide-ionen.
In dit geval (er zijn ionen bij betrokken!) kunnen we de reactie ook als redoxreactie herkennen en beschrijven met de halfreacties:
Sterkte van oxidatoren en reductoren
De combinatie van oxidator en reductor die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan vormen een redoxkoppel. Naar toenemende reductorsterkte vormen de metalen met waterstof een reeks: edele metalen, waterstof, onedele metalen. De omgekeerde volgorde geeft de toename van de oxidatorsterkte van de metaalionen. Naar afnemende oxidatorsterkte vormen de halogenen een reeks: fluor, chloor, broom, jood. Redoxkoppels kunnen we rangschikken naar sterkte. Of oxidatoren en reductoren met elkaar reageren is afhankelijk van hun relatieve sterktes.
Verloop van de reductorsterkte van metalen Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Redoxkoppel en redoxvergelijking
Redoxkoppel
Door opname van elektronen gaat een oxidator over in een deeltje dat elektronen kan afstaan, dus een reductor. We spreken dan van een oxidator en zijn geconjugeerde reductor. Evenzo heeft elke reductor een geconjugeerde oxidator. De algemene halfvergelijking waarin oxidator en reductor door elektronenoverdracht in elkaar overgaan, is:
De combinatie van oxidator (OX) en reductor (RED) die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan noemen we een redoxkoppel (algemene schrijfwijze: OX/RED). In principe is bovenstaande halfvergelijking omkeerbaar. Van een aantal koppels is alleen de oxidator van praktisch belang, van andere alleen de reductor en weer andere koppels kom je tegen in beide reactierichtingen. Voorbeelden van halfvergelijkingen van redoxkoppels zijn:
In BINAS is een uitgebreide tabel opgenomen met redoxkoppels (tabel 48).
Redoxvergelijking
De meeste redoxreacties zijn reacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen. Deze reacties zijn samen te stellen uit twee redoxkoppels (zie paragraaf 1). Bij het ene redoxkoppel verloopt de reactie naar rechts (reductiereactie) en bij het andere naar links (oxidatiereactie). Dat zijn dan de twee halfvergelijkingen die opgeteld de redoxvergelijking van het redoxevenwicht opleveren. In zijn eenvoudigste vorm:
Samengevat:
De relatieve sterkte van de betrokken oxidatoren en reductoren bepaalt de ligging van het redoxevenwicht. De sterkte van de oxidatoren en reductoren bepaalt dus de reactierichting van de betrokken redoxkoppels. In de meeste gevallen ligt een redoxevenwicht behoorlijk links of rechts.
Onder de volgende knoppen geven we een aantal voorbeelden van reacties die we ook al in paragraaf 1 zijn tegengekomen. Daarna vatten we alles samen onder de knop 'Rangschikking naar sterkte'.
Reductorsterkte van metalen
In de reactie:
staat Fe twee elektronen per atoom af aan de Cu2+-ionen, die door opname van twee elektronen per ion overgaan in Cu (zie Redoxreacties I). Dit type reactie noemen we ook wel een verdringingsreactie: het ene metaal verdringt het andere uit de oplossing.
De omgekeerde reactie, Cu-metaal in een oplossing van Fe2+-ionen, verloopt niet. Hieruit kunnen we concluderen dat het Cu2+-ion een oxidator is voor Fe, maar het Fe2+-ion geen oxidator is voor Cu.
We kunnen ook zeggen: ijzer heeft een veel sterkere voorkeur voor de ionvorm dan koper.
Of: koper heeft een veel sterkere voorkeur voor de metaalvorm dan ijzer.
Met andere woorden:
Fe is een sterkere reductor (heeft sterker de neiging elektronen af te staan) dan Cu.
Cu2+_ is een sterkere oxidator (heeft sterker de neiging elektronen op te nemen) dan Fe2+.
Algemeen geldt:
Naarmate een metaal gemakkelijker reageert, staan de atomen gemakkelijker elektronen af, is het een sterkere reductor en is het metaal onedeler. Omgekeerd zal een metaalion gemakkelijker een of meer elektronen opnemen naarmate het metaal edeler is. De oxidatie verloopt vlotter naarmate het metaal onedeler is, de reductie verloopt vlotter naarmate het metaal edeler is.
Animatie van de reactie van Cu2+ met Zn. (voor deze animatie is Adobe Flash Player nodig)
Links: koper in een zilvernitraatoplossing.
Er vormt zich zilver en de oplossing kleurt blauw door koperionen.
Rechts: koper in een zinknitraatoplossing. Geen reactie. Bron: Petucci, General Chemistry
Verloop reductorsterkte
Door het uitvoeren van goed gekozen experimenten tussen metalen en oplossingen van andere metaalionen, kunnen we alle metalen in een volgorde van toenemende reductorsterkte ('afnemende edelheid') plaatsen. De omgekeerde volgorde geeft de toename van de oxidatorsterkte van de metaalionen. De reeks die we zo krijgen, noemen we ook wel verdringingsreeks. In vereenvoudigde vorm staat deze in onderstaande tabel. De scheiding tussen de halfedele en onedele metalen is aangeduid met H2, om aan te geven dat alle metalen die boven H2 staan wel met zure oplossingen reageren en die eronder niet, zie onder de knop redoxreactie I.
Verloop van de reductorsterkte van de metalen Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Metalen met metaaloxiden
Bij hoge temperatuur kunnen ook reacties verlopen tussen een metaal en een metaaloxide. De volgorde van oxideerbaarheid van de metalen is bij deze reacties in het algemeen hetzelfde als de verdringingsreeks. Een voorbeeld is de thermietreactie: een mengsel van aluminiumpoeder en ijzer(III)oxidepoeder reageert na aansteken onder grote warmte-ontwikkeling tot aluminiumoxide en ijzer.
Oxidatorsterkte van halogenen
Net zoals we voor de metalen en hun ionen hebben gedaan kunnen we met behulp van goed gekozen experimenten tussen halogenen en halogenide-ionen een volgorde in oxidatorsterkte van de halogenen afleiden (zie onder de knop Redoxreacties I). En daarmee ook een (omgekeerde) volgorde van de reductorsterkte van de halogenide ionen.
Voorbeeld
Bij menging van joodwater en een oplossing van natriumchloride reactie zal geen reactie optreden:
In geval van reactie zou er immers Cl2 en I- ontstaan, maar dat reageert dan onmiddellijk terug tot Cl- en I2, omdat Cl2 een sterkere oxidator is dan I2.
Joodatomen kunnen dus geen elektronen onttrekken aan chloride-ionen, chlooratomen wel aan jodide-ionen.
Rangschikking naar sterkte
In BINAS tabel 48 is een groot aantal oxidatoren gerangschikt naar afnemende oxidatorsterkte. Daarnaast staan hun geconjugeerde reductoren. Deze vertonen een toenemende reductorsterkte. De sterkste oxidator, F2, staat bovenaan. Zijn geconjugeerde reductor F- is dus de zwakste reductor. De zwakste oxidator in de tabel is Li+; zijn geconjugeerde reductor Li is de sterkste reductor. In de tabel vinden we de volgordes terug van de metalen en de halogenen die we onder de vorige knoppen al hebben genoemd. Ook komen in de tabel veel samengestelde deeltjes voor, die kunnen optreden als oxidator of als reductor.
Standaardelektrodepotentiaal
In de tabel staat achter elk redoxkoppel een zogenaamde standaardelektrodepotentiaal, V0, uitgedrukt in volt. Hoe deze waarden zijn bepaald en wat ze betekenen, bespreken we in het thema 'Sk-14 Elektrochemie'. Hier maken we uitsluitend gebruik van de getalwaarden als maat voor de sterkte van de oxidatoren en reductoren. Voor oxidatoren geldt dat een hoge waarde van V0 overeenkomt met een grote oxidatorsterkte. Een grote reductorsterkte daarentegen correspondeert met een lage waarde van V0.
Hoe hoger V0, hoe sterker de oxidator is en hoe zwakker zijn geconjugeerde reductor.
Gebruik van BINAS
De tabel in BINAS moeten we met voorzichtigheid hanteren. De sterkte van oxidator en reductor hangt niet alleen af van de deeltjessoort, maar wordt bovendien beïnvloed door:
de concentraties van de deeltjes. Bijvoorbeeld, SO42- is alléén oxidator in geconcentreerd H2SO4 (daarbij overgaand in SO2 en H2O). Verdund H2SO4 levert alleen maar H+(aq)-ionen als oxidator. Oplossingen van alleen sulfaten hebben géén oxiderende werking.
Zoiets treedt ook op bij het NO3--ion. Het is alleen oxidator in een oplossing van HNO3. De oxidatorsterkte hangt af van de concentratie van het zuur: bij geconcentreerd salpeterzuur als oxidator ontstaat NO2 (V0 = 0,81 V); bij verdund salpeterzuur ontstaat NO (V0 = 0,96 V).
Dat het nitraation in zuur milieu een veel sterkere oxidator is dan het waterstofion, verklaart het oplossen van de metalen Cu, Hg en Ag in salpeterzuur.
het reactiemilieu. Vaak maakt het verschil of de oplossing is aangezuurd of niet, dus of er al of niet H+(aq) aanwezig is. Zo staat bijvoorbeeld de oxidator waterstofperoxide (H2O2) twee keer in tabel 48. Bijna bovenaan staat de halfvergelijking voor een aangezuurde H2O2-oplossing:
Iets verder in de tabel (de oxidatorwerking is dus minder sterk) staat de halfvergelijking voor de niet-aangezuurde oplossing:
de overige deeltjes in het reactiemengsel.
Sommige deeltjes kunnen optreden als oxidator of als reductor. Welke reactie optreedt hangt af van de overige deeltjes in het reactiemengsel. Voorbeelden zijn:
metaalionen die meer dan één ionlading kunnen hebben. Bijvoorbeeld het Fe2+-ion, dat kan overgaan in een Fe3+-ion en in Fe.
waterstofperoxide (H2O2). De halfvergelijking als reductor luidt:
Reactie of niet?
Een redoxreactie verloopt als aan twee voorwaarden is voldaan:
Er moet een oxidator (elektronenacceptor, OX) én een reductor (elektronendonor, RED) aanwezig zijn.
De onxidator vóór de reactie moet sterker zijn dan de oxidator die door de reactie ontstaat?. Dit is gelijkwaardig met: de reductor vóór de reactie moet sterker zijn dan de reductor na de reactie.
Indien aan voorwaarde 1 is voldaan, schrijf dan de redoxreactie op die eventueel zou kunnen verlopen. Geef de OX en RED van de twee redoxkoppels aan:
Zoek in tabel 48 de V0-waarden van de twee redoxkoppels op. We hanteren de volgende vuistregels:
de reactie is aflopend als V0 (OX1, RED1) > V0 (OX2, RED2), in de praktijk moet het verschil\(\Delta\:V_{0}\geq\:0,3\;V\)zijn;
de reactie verloopt niet als V0 (OX1, RED1) < V0 (OX2, RED2), in de praktijk moet het verschil \(\Delta\:V_{0}\leqslant\:0,3\;V\)zijn;
er stelt zich een evenwicht in als:\(-0,3 V \leq \Delta V {_o}\geq 0,3 V\) .
Voorbeelden
Nikkel met loodnitraat
Ga aan de hand van tabel 48 na of er reactie zal optreden als we een nikkelen munt dompelen in een oplossing van lood(II)nitraat. Het redoxkoppel Pb2+/Pb staat hoger in de tabel (hogere V0) dan het Ni2+/Ni koppel. Pb2+ is dus een sterkere oxidator dan Ni2+ en Ni is een sterkere reductor dan Pb. Anders gezegd: lood is edeler dan nikkel. De sterkste oxidator neemt elektronen op en de sterkste reductor staat ze af, er zal dus reactie optreden:
Omgekeerd zal er geen reactie optreden als we een loden staaf dompelen in een oplossing van nikkel(II)nitraat.
IJzer met zoutzuur
IJzer reageert met zoutzuur, waarbij waterstof ontwijkt. Ontstaan bij deze reactie ijzer(II)- of ijzer(III)-ionen? H+(aq)-ionen gaan over in H2 en zijn dus de oxidator:
Voor het ijzer zijn twee redoxkoppels van belang:
Deze twee koppels moeten we apart in beschouwing nemen. Eerst het Fe2+(aq) /Fe koppel:
In deze reactie is OX 1 inderdaad sterker dan OX 2, omdat de V0 van OX 1 hoger is dan die van OX 2. De reactie loopt dus in de aangegeven richting. De vraag is nu of de ijzer(II)-ionen verder kunnen worden geoxideerd tot ijzer(III)ionen:
Het Fe3+(aq)/Fe2+(aq) koppel heeft een hogere V0 dan het H+(aq)/H2(g) koppel, dus OX 2 is sterker dan OX 1; de reactie verloopt niet. In de reactie van ijzer met zoutzuur ontstaan uitsluitend ijzer(II)-ionen.
Opmerking
Redoxreacties blijven soms achterwege, ook al zou er op basis van V0-waarden een aflopende reactie kunnen optreden. Bijvoorbeeld, bij het samenvoegen van oplossingen van zilvernitraat en kaliumjodide treedt niet de verwachte redoxreactie op:
In plaats daarvan verloopt de reactie:
Hierdoor zijn de concentraties van Ag+ en/of I- heel klein (bepaald door het oplosbaarheidproduct van AgI).
Redoxreacties kunnen dus achterwege blijven of juist wel optreden als gevolg van de molariteit van oxidator en reductor. De volgorde in de tabel is gebaseerd op concentraties van 1 M. De kwantitatieve invloed van deze concentraties komt in het thema 'Sk-14 Elektrochemie' aan de orde.
Uitleg van het gebruik van BINAS tabel 48.
Het opstellen van redoxreacties.
Opstellen van redoxvergelijkingen
De reactievergelijking van een redoxreactie waarbij ionen ontstaan of verdwijnen stellen we op met behulp van de halfvergelijkingen. Zo verkrijgen we een 'kloppende' redoxvergelijking: zowel het aantal atomen van elke soort als het aantal afgestane en opgenomen elektronen (de lading) is in balans. De reactievergelijking van een redoxreactie tussen moleculaire stoffen onderling stellen we op gebruikelijke wijze op door het aantal atomen van elke soort kloppend te maken.
Kloppend maken met behulp van halfvergelijkingen
Halfvergelijkingmethode
Met behulp van de halfvergelijkingen uit BINAS tabel 48 kunnen we de totaalvergelijking van een redoxreactie opstellen. Dit gaat volgens een vaste procedure. Bijvoorbeeld voor het reageren van koper met een oplosing van ijzer(III)chloride:
stel de OX en de RED vast en schrijf voor elk apart de halfvergelijking op:
maak het aantal elektronen gelijk: halfvergelijking van OX verdubbelen (overdracht van 2 elektronen);
tel de halfvergelijkingen op en vereenvoudig de reactie (elektronen vallen weg):
Keuze juiste halfvergelijking
Het permanganaation MnO4– (paars in oplossing) vinden we in BINAS op drie verschillende plaatsen in de kolom met oxidatoren. In zuur milieu ontstaat het Mn2+-ion (kleurloos in verdunde oplossing); in neutraal of basisch milieu ontstaat het slecht oplosbare MnO2 (bruinsteen). De overgang van MnO4– in het MnO42–-ion (groen in oplossing) treedt alleen op als noch H+-ionen, noch H2O-moleculen aanwezig zijn. Deze situatie kan zich uitsluitend voordoen bij reactie in een watervrije omgeving (van dit redoxkoppel is alleen de reductor van praktisch belang).
De vergelijking van de reactie met het sulfietion SO32– (kleurloos in oplossing) als reductor in zuur milieu is:
Sulfiet komt twee keer in tabel 48 voor (bij -0,09 en bij -0,92 V). De laatste is de sterkste reductor. Echter hier reageert het sulfietion in een basisch milieu.
De vergelijking van de reactie van het permanganaation met het sulfietion in neutraal of basisch milieu is:
Opstellen onbekende halfvergelijkingen
Het opstellen van vergelijkingen van redoxreacties uit halfvergelijkingen is ook mogelijk zonder gebruik te maken van BINAS tabel 48. Dit is met name van belang voor halfvergelijkingen die niet in de tabel staan. Het kloppend maken van halfvergelijkingen gaat volgens vaste regels. Door deze regels in de aangegeven volgorde toe te passen kunnen alle halfvergelijkingen kloppend worden gemaakt.
Bijvoorbeeld het kloppend maken van de halfvergelijking MnO4-(aq) → Mn2+(aq) in zuur milieu:
Stel het skelet op van de halfvergelijking en maak deze kloppend voor alle atomen anders dan O en H. In dit geval voor Mn:
Maak de zuurstofbalans kloppend met H2O-moleculen:
Maak de waterstofbalans kloppend met H+-ionen:
Maak de ladingsbalans kloppend met elektronen:
Pas een zuur-basecorrectie (zie hierna) toe, indien nodig. Dit kan nodig zijn als in de vergelijking H+-ionen voorkomen, terwijl de reactie in neutraal of basisch milieu plaatsvindt. In dit voorbeeld is geen correctie nodig omdat de reactie in zuur milieu plaatsvindt.
Voeg de toestandsaanduidingen toe aan de totaalvergelijking van de redoxreactie.?
Zuur-basecorrectie
In neutraal of basisch milieu wordt de halfvergelijking gecorrigeerd door bij het linker en rechterlid van de vergelijking elk evenveel OH–-ionen op te tellen als er H+-ionen staan. Vervolgens levert vereenvoudiging de juiste halfvergelijking op.
Bijvoorbeeld voor de halfvergelijking MnO4-(aq) → MnO2(aq) in basisch milieu ontstaat met bovenstaande procedure de halfvergelijking:
Na de zuur-basecorrectie ontstaat de halfvergelijking:
Vereenvoudiging levert de juiste halfvergelijking op:
Opstellen onbekende halfvergelijkingen
Voorbeeld 1
Maak de halfvergelijking waterstofperoxide → zuurstof (in zure oplossing)kloppend met behulp van de besproken regels, zonder gebruik te maken van BINAS tabel 48. Werkwijze:
Voorbeeld 2
Als je natronloog druppelt bij een oplossing van ijzer(II)sulfaat, ontstaat een vuilgroen neerslag van ijzer(II)hydroxide. Aan de lucht gaat de groene stof over in een oranjebruine vaste stof, ijzer(III)hydroxide.
Stel de halfvergelijkingen en de redoxvergelijking op van de omzetting van ijzer(II)hydroxide in ijzer(III)hydroxide aan de lucht. Maak geen gebruik van BINAS.
Reductor
Oxidator (zuurstof uit de lucht)
Redoxvergelijking
Na vermenigvuldigen en optellen van de halfvergelijkingen ontstaat de redoxvergelijking:
Redoxreacties in de praktijk
Voorbeelden en toepassingen van redoxreacties zijn:
de langzame aantasting van metalen (corrosie);
de productie van metalen uit metaalertsen;
de kwantitatieve analyse (redoxtitraties);
stroombronnen en elektrolyse (elektrochemische processen);
het aantonen van aldehyden.
Staalproductie bij Corus in IJmuiden Bron: corusgroep
Corrosie
Corrosie is de (langzame) aantasting van metalen. Corrosie is een verzamelnaam voor verscheidene soorten chemische reacties. Eén ding hebben deze reacties gemeen: het zijn alle redoxreacties en in alle gevallen wordt het metaal geoxideerd.
De meest voorkomende corrosiereacties zijn:
met zuurstof. Hierbij ontstaan metaaloxiden. De reactiesnelheid van de onedele metalen is bij deze oxidatieprocessen het grootst. Vaak speelt ook water een belangrijke rol bij de corrosie van metalen door zuurstof (zie het thema 'Sk-14 Elektrochemie'). Bijvoorbeeld voor het roesten van ijzer is niet alleen zuurstof nodig maar ook water of waterdamp:
met verdunde sterke zuren en met halogenen. Deze reacties zijn in de praktijk alleen van belang voor de (chemische) industrie. Wanneer in een fabriek dergelijke agressieve stoffen worden gebruikt, moeten de buizen en ketels daar uiteraard tegen bestand zijn.
'Corrosie' komt terug in het hoofdstuk 'Sk-14 Elektrochemie'.
Winning van metalen
Behalve platina en goud komen alle andere metalen in de aarde als verbindingen voor. Als delfstoffen noemen we deze stoffen metaalertsen. Om het metaal uit het erts te bereiden moet het worden gereduceerd: dus van positief metaalion naar vrij metaal.
Reductie van metaaloxides
Chemisch gemakkelijk te onsluiten ertsen zijn de metaaloxiden. Veel metaaloxiden kunnen we direct in metalen omzetten door reactie met koolstof, koolstofmono-oxide of waterstof. Deze reacties verlopen alleen bij hoge temperatuur. Bijvoorbeeld de reductie van koper(II)oxide:
Niet alle metaaloxides kunnen we op deze manieren reduceren. De oxiden van de zeer onedele metalen reageren niet met koolstof, koolstofmono-oxide of waterstof. Deze reductoren zijn daarvoor niet sterk genoeg. Metalen als magnesium, natrium en aluminium moeten we winnen door elektrolyse van gesmolten zouten (zie het thema 'Sk-14 Elektrochemie').
De verdringingsreeks voor reacties van metaaloxides bij hoge temperaturen is vrijwel hetzelfde als de verdringingsreeks die onder de knoppen Redoxreactie I en redoxreacties II is besproken:
Waterstof, koolstof en koolstofmonooxide zijn hier in de reeks geplaatst. Deze drie deeltjessoorten zijn dus sterkere reductoren dan zink, maar zwakkere reductoren dan aluminium en metalen uit groepen 1 en 2.
Koolstof is technisch gezien de belangrijkste reductor, omdat het goedkoop en ruim voorhanden is. Men gebruikt daarvoor cokes. Cokes wordt gemaakt door steenkool zonder lucht te verhitten. Alle vluchtige bestanddelen ontstnappen daarbij en er blijft vrijwel zuiver koolstof over. Koolstofmonooxide kan op eenvoudige wijze uit steenkool worden bereid.
Roosten van nikkelerts (nikkelsulfide)
Metaalsulfides worden eerst omgezet in oxides door reactie met zuurstof uit de lucht bij hoge temperatuur, het zogenoemde roosten van een erts.
Het nikkeloxide kan met koolstof worden gereduceerd tot nikkel.
Een groot bezwaar van het gebruik van sulfidische ertsen is de produktie van zeer grote hoeveelheden zwaveldioxide. De ertsverwerkende industrie levert dan ook een grote bijdrage aan de luchtvervuiling met zwaveldioxide.
Hoogovenproces
IJzer is het meest gebruikte metaal. IJzererts (Fe2O3) wordt in een hoogoven met koolstof (C), in de vorm van cokes, gereduceerd. In een hoogoven worden bovenin ijzererts, cokes en kalksteen gestort. Onderin wordt hete lucht geblazen. De cokes verbrandt tot koolstofdioxide. Het koolstofdioxide reageert in een hoger en koeler gedeelte van de oven met koolstof tot koolstofmonooxide. Het koolstofmonooxide reduceert het ijzeroxide tot ijzer. Het ijzer smelt door de hoge temperatuur en verzamelt zich onderin de hoogoven, waar het afgetapt kan worden. De verschillende reacties zijn:
De toeslag van kalksteen dient om alle steenachtige stoffen in het erts, zoals zand, om te zetten in een gemakkelijk smeltbare massa. Deze massa wordt slak genoemd. De slak verzamelt zich eveneens in vloeibare vorm onderin de hoogoven en wordt periodiek afgetapt.
Hoogoven 6 bij Corus IJmuiden Bron: Uwe Niggermeier
Op de site van Corus (Tata Steel) vind je een beschrijving van het productieproces met veel foto's.
Redoxtitraties
Redoxreacties worden gebruikt in de kwantitatieve analyse. Wanneer een stof als RED kan optreden, kunnen we de hoeveelheid ervan bepalen door titratie met een geschikte OX.
De gang van zaken bij zo'n redoxtitratie is vergelijkbaar met die bij een zuur-basetitratie.
De concentratie van de OX (of RED) moet dus bekend zijn en de (redox)reactie snel en volledig.
Door in te spelen op de optredende kleurveranderingen hebben we bij redoxtitraties meestal geen indicator nodig. Het equivalentiepunt kunnen we ook bepalen met behulp van potentiaalmetingen.
Elektrochemische processen
Bij elektrochemische processen wordt chemische energie omgezet in elektrische energie of omgekeerd. Dit is mogelijk indien we de elektronenoverdracht tussen de reactanten laten verlopen via een externe weg (elektrisch circuit).
De werking van elektrische cellen of stroombronnen zoals de loodaccu, de batterij en de brandstofcel berust op de omzetting van chemische energie in elektrische energie.
Bij elektrolyse wordt elektrische energie omgezet in chemische energie. Belangrijke toepassingen zijn onder meer het winnen van (zeer onedele) metalen uit hun zouten en de productie van chloor door de elektrolyse van een NaCl-oplossing.
We behandelen elektrochemische processen in het thema 'Sk-14 Elektrochemie'.
Oefening REDOX
Door deze oefening te doen, kun je nagaan of je de stof voldoende beheerst.
Oefening: Oefening REDOX
0%
Bij deze oefening mag je gebruik maken van het BINAS-tabellenboek.
Na het invullen van je antwoord druk je op de knop controle.
Als het antwoord fout is, krijg je een stukje uitleg of een aanwijzing.
Maak de vraag vervolgens opnieuw.
Als je antwoord bij de controle goed is, krijg je toch uitleg.
Neem hier goede notitie van, want de uitleg kan het leereffect van deze oefening vergroten.
Bij deze meerkeuzetoets is het gebruik van Binas-informatieboek noodzakelijk.
Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/Overzicht' drukken. Je krijgt eerst een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien. Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag. Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden en vaak ook bij de goede antwoorden.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Het arrangement Sk-13 Redoxreacties is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteurs
Jan Lutgerink
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2018-10-04 19:40:39
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding en publicatie onder dezelfde licentie vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
Vakinhoudelijk deel van een thema over redoxreacties, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU. Oorspronkelijke auteurs en samenstellers van de kennisbank: Jan de Dobbelaere, Ingrid Holtkamp en Jan Lutgerink. Aanpassingen door Dick Naafs en Jan Lutgerink.
We werken de kennisbank sinds 2010 niet meer bij, maar we doen dit wel voor thema's die we hebben omgezet in Wikiwijs arrangementen. U kunt mailen naar Jan Lutgerink als u voorstellen heeft voor aanpassing, maar u kunt ook een kopie van het arrangement maken om het zelf aan te passen of uit te breiden voor gebruik in de les of voor zelfstudie door leerlingen. In een digitale handleiding kunt u zien hoe u dat moet doen.
De kennisbank is ooit opgezet voor ondersteuning van beginnende docenten scheikunde. Ze bestond ook uit meerdere kennislagen: vakinhoud, vakdidactiek, toetsen, etc. De vakinhoud beschreven we als minimale parate kennis die een beginnend docent moet hebben om het vak te kunnen geven. Daaraan koppelden we didactische aanwijzingen en - waar relevant - kennis over preconcepten en misconcepten bij leerlingen.
Sommige teksten zijn wellicht ook voor leerlingen geschikt, maar dat was niet de opzet van de kennisbank. We laten het aan de docent(e) over of dit materiaal geschikt is voor bijvoorbeeld zelfstudie van zijn/haar leerlingen.
Aanvullende informatie over dit lesmateriaal
Van dit lesmateriaal is de volgende aanvullende informatie beschikbaar:
Toelichting
Vakinhoudelijk deel van een thema over redoxreacties, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU; zie ook de colofon in het arrangement voor toelichting.
Samenvatting:
Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen van een reductor naar een oxidator. De combinatie van oxidator en reductor die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan, vormen een geconjugeerd oxidator-reductor paar of redoxkoppel. Hoe sterker de reductor, des te zwakker de geconjugeerde oxidator, en vice versa. Of oxidatoren en reductoren met elkaar reageren is afhankelijk van hun relatieve sterktes. In dit thema geven we voorbeelden van redoxreacties (en de gevolgen, zoals corrosie) en toepassingen (productie van metalen, kwantitatieve anlyses en stroombronnen).
Vakinhoudelijk deel van een thema over redoxreacties, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU; zie ook de colofon in het arrangement voor toelichting.
Samenvatting:
Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen van een reductor naar een oxidator. De combinatie van oxidator en reductor die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan, vormen een geconjugeerd oxidator-reductor paar of redoxkoppel. Hoe sterker de reductor, des te zwakker de geconjugeerde oxidator, en vice versa. Of oxidatoren en reductoren met elkaar reageren is afhankelijk van hun relatieve sterktes. In dit thema geven we voorbeelden van redoxreacties (en de gevolgen, zoals corrosie) en toepassingen (productie van metalen, kwantitatieve anlyses en stroombronnen).
Leeromgevingen die gebruik maken van LTI kunnen Wikiwijs arrangementen en toetsen afspelen en resultaten
terugkoppelen. Hiervoor moet de leeromgeving wel bij Wikiwijs aangemeld zijn. Wil je gebruik maken van de LTI
koppeling? Meld je aan via info@wikiwijs.nl met het verzoek om een LTI
koppeling aan te gaan.
Maak je al gebruik van LTI? Gebruik dan de onderstaande Launch URL’s.
Arrangement
Oefeningen en toetsen
Oefening REDOX
Toets REDOX
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
Oefeningen en toetsen van dit arrangement kun je ook downloaden als QTI. Dit bestaat uit een ZIP bestand dat
alle
informatie bevat over de specifieke oefening of toets; volgorde van de vragen, afbeeldingen, te behalen
punten,
etc. Omgevingen met een QTI player kunnen QTI afspelen.
Wikiwijs lesmateriaal kan worden gebruikt in een externe leeromgeving. Er kunnen koppelingen worden gemaakt en
het lesmateriaal kan op verschillende manieren worden geëxporteerd. Meer informatie hierover kun je vinden op
onze Developers Wiki.
