Reductie en oxidatie reacties
Een redox reactie klinkt misschien vreemd maar het gebeurt overal. Ook in je lichaam vinden elke dag vele redox reacties plaats.
Wat betekent redox? En wat houdt het in?
Redox staat voor REDuctie en OXidatie. Bij redoxreacties is er sprake van elektronen overdracht van het ene atoom naar het andere atoom.
Als een stof elektronen opneemt dan is het een oxidator en wordt die gereduceerd (reductie = vermindering). Wanneer een stof elektronen afstaat is het een reductor en word die geoxideerd.
Wanneer is een stof een reductor of oxidator?
Dat hangt van de situatie af. Sommige stoffen kunnen alleen reductors zijn zoals alkalimetalen en andere stoffen kunnen zowel als reductor en oxidator optreden er is in theorie echter maar 1 stof die alleen als oxidator op kan treden en dat is fluor. Waarom dat zo is zal hieronder worden uitgelegd.
|
stof
|
EN waarde
|
|
fluor
|
4,10
|
|
zuurstof
|
3,50
|
|
chloor
|
2,83
|
|
zwavel
|
2,44
|
|
ijzer
|
1,64
|
|
cerium
|
1,12
|
|
calcium
|
1,04
|
|
natrium
|
1,01
|
|
kalium
|
0,91
|
In bovenstaande tabel zie je enkele atomen staan met daarachter een EN waarde. EN staat voor elektronen negativiteit. De stof met de hoogste EN waarde is altijd de oxidator. Hoe groter het verschil tussen de 2 EN waardes des te agressiever en sneller de reactie zal verlopen. Zoals je ziet heeft fluor de hoogste EN waarde en kan daardoor alleen als oxidator optreden omdat die elektronen maar al te graag opneemt en liever niet afstaat. Fluor komt in de natuur dus ook niet als gas voor maar altijd als fluoride. Hieronder zullen we de reactie tussen natrium en chloor bekijken.
2 Na + Cl2 + 2e- → 2 Na+ + 2 Cl-
Natrium heeft een elektron af gestaan aan de chloor waardoor natrium positief geladen is geworden omdat een elektron negatief geladen is en chloor is geioniseerd tot chloride en is negatief geladen omdat hij een elektron heeft opgenomen. Wanneer je deze 2 eindproducten laat drogen krijg je kristallen die we keukenzout noemen.
Natrium is een metaal en metalen komen in de natuur alleen als positieve ionen voor en staan daarom alleen maar ionen af. Maar er is ook een groep die we overgangsmetalen noemen en die kunnen zowel als reductor als oxidator optreden. We zullen ijzer als voorbeeld nemen.
IJzer kan in de natuur als Fe2+ en Fe3+ voorkomen. Wanneer we zouten met Fe2+ en Fe3+ ionen oplossen in water en er 2 elektroden instoppen en een stroompje laat lopen reageren de ionen waarbij Fe2+ Fe3+ word en Fe3+ word Fe2+. IJzer kan ook reageren met andere overgangsmetalen zoals koper en cerium.
Redox reacties worden veel in de chemie vaak gebruikt onder andere om bijvoorbeeld de concentratie van een bepaalde stof in een monster te bepalen. Maar ze worden ook gebruikt om nieuwe stoffen te produceren door in plaats van losse atomen hele moleculen met elkaar te laten reageren zoals het metaal natrium en water waarbij waterstofgas en OH- ionen ontstaan.
2 Na + 2 H2O + 2e- → 2 Na+ + 2 OH- + H2
Waar vinden redoxreacties plaats?
Overal ook in je lichaam. Alle cellen in je lichaam verbruiken energie en verbanden daarvoor vaak suiker. Wanneer de suiker afgebroken word door je cellen ontstaan er vele stoffen waaronder de zogenaamde vrije radicalen. Dat zijn oxidatoren. om die vrije radicalen tegen te gaan moet je zorgen dat je dagelijks veel antioxidanten binnen krijgt . De antioxidanten zijn dus reductoren die reageren met de vrije radicalen waardoor ze geneutraliseerd worden.
Een bekend antioxidant is vitamine C of ascorbinezuur.
Maar ook als je aan het schoonmaken bent met bleekmiddel bijvoorbeeld vinden er redox reacties plaats. Bleekmiddel bestaat uit een reactief molecuul met chloor erin die agressief reageert. Daarom moet je ook nooit schoonmaakmiddelen met elkaar mengen omdat het levensgevaarlijk kan zijn.
Anders uitgelegd:
Bij oxidatie wordt het oxidatiegetal groter. De reductor geeft elektronen weg. De oxidatiereactie laat zien hoe de reductor geoxideerd wordt. Bij reductie wordt het oxidatiegetal kleiner. De oxidator neemt elektronen op. De reductiereactie laat zien hoe de oxidator gereduceerd wordt.
De spanningsreeks van metalen plaatst de metalen in volgorde van reactiviteit. Hoe onedeler het metaal des te reactiever, hoe edeler des te minder reactief. Niet om uit je hoofd te leren maar mocht je dat toch leuk vinden gebruik dan de ezelsbrug:
Karel, Carla en Nathan Mogen op Al Z’n Feestjes Snoepjes Proberen, Het Cussen Hoog Agter in de PostAuto.
Elk metaal (behalve de heel edele Au en Pt) kan worden geoxideerd. Zet je verschillende metalen in waterige oplossingen dan ontstaat een galvanische cel. Er is spanningsverschil tussen de verschillende metalen en je kunt zo een eenvoudige stroombron maken. Bijvoorbeeld met Cu en Zn. Zo worden ook batterijen en accu's gemaakt. Een batterij die je kunt opladen noemen we een 'accu'. Er zijn veel verschillende accu's voor verschillende toepassingen
Hier volgt een voorbeeldvraag:
Welke deeltjes worden geoxideerd, welke gereduceerd?
Je kijkt naar de oxidatiegetallen (H altijd +1, O altijd -2):
En dus: I2 gaat van 0 naar -1 dus wordt gereduceerd.
S2- gaat van -2 naar 0 dus wordt geoxideerd.
Wat is het oxidatiegetal?
Laten we eens naar de volgende halfreactie kijken:
Al3++3 e−
Al (s)
Je ziet dat het aluminiumion drie elektronen opneemt om vervolgens vast aluminiummetaal te worden. De lading van het aluminium verandert tijdens deze halfreactie dus van 3+ (in het ion) naar 0 (in het metaal). We zeggen ook wel dat het oxidatiegetal van aluminium verandert van 3+ naar 0.
Deze verandering van oxidatiegetal bepaalt in feite de hoeveelheid elektronen die betrokken is bij een halfreactie. Om van 3+ naar 0 te gaan plaats je dus links van de pijl 3 elektronen. Het oxidatiegetal is dus geen formele lading maar een denkbeeldige lading die je gebruikt bij het opschrijven van halfreacties.
Er zijn een aantal regels voor het toekennen van een oxidatiegetal:
1. het oxidatiegetal van een element is altijd 0. Voorbeeld: het oxidatiegetal van Al (s) is 0.
2. het oxidatiegetal van een metaalion is gelijk aan zijn lading. Voorbeeld: het oxidatiegetal van Fe2+ is 2+.
3. het oxidatiegetal van een niet-metaalion is gelijk aan zijn lading. Voorbeeld: het oxidatiegetal van O2− is 2−.
TIP: Zorg dat je de ladingen van de verschillende positieve en negatieve ionen uit je hoofd kent.
Voorbeeld
Wat is het oxidatiegetal van aluminium in het ion Al(OH)4−?
Antwoord: de lading van het OH− ion is 1−. Het oxidatiegetal is dus ook 1−. Er zitten vier OH− in Al(OH)4−. Dit is totaal 4−. Het gehele deeltje is 1− geladen. Dat kan alleen als het aluminium 3+ geladen is. Het aluminium heeft dus een oxidatiegetal van 3+.
Voorbeeld
Wat is het oxidatiegetal van het zwavel in het ion SO42−?
Antwoord: de lading van het O2− ion is 2−. Het oxidatiegetal is dus ook 2−. Er zitten vier O in SO42−. Dit is totaal dus 8−. Het gehele sulfaation is 2− geladen. Dit kan alleen als het zwavel een oxidatiegetal heeft van 6+.
Let goed op: zwavel heeft niet de lading 6+ maar het oxidatiegetal 6+. Dit is slechts een rekeneenheid. De 'lading' van S is immers 2− (S2− = sulfide ion).
