Redoxreactie

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Mee bezig Mee bezig
Aan dit artikel of deze sectie wordt de komende uren of dagen nog druk gewerkt.
Toelichting: Ombouw en uitbreiding van het artikel, correctie van fouten
Klik op geschiedenis voor de laatste ontwikkelingen.

Een redoxreactie is een reactie tussen atomen, moleculen en/of ionen waarbij elektronen worden uitgewisseld. De term redox is een samentrekking van de begrippen reductie en oxidatie. Dit soort reacties wordt veel toegepast in batterijen en accu's. Ook roesten is een redoxreactie, namelijk de oxidatie van ijzer.

Reactiemechanisme[bewerken]

Bij een redoxreactie zijn een reductor (elektrondonor) en een oxidator (elektronacceptor) betrokken. Dit kunnen allerlei soorten deeltjes zijn, zowel ionen als moleculen. Er kunnen twee halfreacties opgesteld worden, namelijk het afstaan van elektronen door de reductor (oxidatie) en het opnemen van elektronen door de oxidator (reductie). Zolang de reductor en oxidator geleidend verbonden zijn, en er een elektrolyt beschikbaar is voor het ionentransport, kan de reactie plaatsvinden. De oxidator en reductor hoeven dus niet in direct contact met elkaar te staan. Een redoxreactie wordt als aflopend beschouwd, als de elektrodepotentiaal van de oxidator 0,3 volt of meer hoger is dan die van de reductor. Als het verschil tussen de 0,3 en -0,3 volt is, stelt zich een evenwicht in en als de elektrodepotentiaal van de oxidator 0,3 of meer volt lager is dan die van de reductor, stelt men dat de reactie niet verloopt. Zijn de concentraties van de homogeen verdeelde reactanten alle gelijk aan 1 mol L-1 (en bovendien T=298K en p=p0), dan is de elektrodepotentiaal gelijk aan de standaard-elektrodepotentiaal.

Een reductor kan reageren met alle oxidatoren die sterker zijn dan zijn geconjugeerde oxidator is. Zo kan analoog, ook een oxidator, reageren met alle reductoren die sterker zijn dan zijn geconjugeerde reductor is.

Een ezelsbruggetje om te onthouden: oxidator neemt elektronen op, en van een reductor wordt red een afkorting voor 'reductor elektronendonor'.

Noot: De elektrodepotentiaal is een maat voor de thermodynamische drijvende kracht van een halfreactie en zegt niets over de snelheid (kinetiek) van de halfreactie. Zo kan de oxidatorpotentiaal meer dan 0,3 volt hoger zijn dan de reductorpotentiaal en de reactie toch nauwelijks verlopen.

Algemene vorm van de redoxvergelijking[bewerken]

Een redoxreactie kan algemeen als volgt worden voorgesteld:

Reductor → reactieproduct + e- (oxidatie)
Oxidator + e- → reactieproduct (reductie)

Voorbeelden[bewerken]

Voorbeeld 1[bewerken]

Beschouw de redoxreactie tussen Fe(s) en Cu2+:

Fe(s) + Cu2+ → Fe2+ + Cu(s)

Hierbij wordt ijzer, de reductor, geoxideerd en het positieve koperion, de oxidator, gereduceerd. De halfreacties zijn de volgende:

Cu2+ + 2 e- → Cu(s) (reductiereactie)
Fe(s) → Fe2+ + 2 e- (oxidatiereactie)

Voorbeeld 2[bewerken]

Beschouw de redoxreactie tussen kobalt (Co(s)) en salpeterzuur (HNO3(aq))

Co(s) + 2HNO3(aq)Co(NO3)2(aq) + H2O(l)

Hierbij wordt kobalt, de reductor, geoxideerd en het negatieve nitraat-ion, de oxidator, gereduceerd tot stikstofmonoxide. De halfreacties zijn, uitgewerkt via de methode van de halfreacties (zie verder), de volgende:

Co(s) → Co2+ + 2 e- (oxidatiereactie - reductor)
NO3- + 4 H+ + 3 e- → NO + 2 H2O (reductiereactie - oxidator)

Om het aantal afgegeven en opgenomen elektronen in orde te maken, moet de oxidatiereactie met 3 en de reductiereactie met 2 worden vermenigvuldigd. Optellen van de 2 halfreacties geeft volgend resultaat:

3 Co(s) + 8 H+ + 2 NO3- → 3 Co2+ + 2 NO + 4 H2O

Om aan de oorspronkelijke reactie te voldoen, moet er aan beide zijden nog 6 nitraat-ionen toegevoegd worden (deze namen niet deel aan de redoxreactie en hoefden dus niet in de halfreacties verwerkt te worden):

3 Co(s) + 8 H+ + 2 NO3- + 6 NO3- → 3 Co2+ + 2 NO + 4 H2O + 6 NO3-

Als de reactie nu wordt vereenvoudigd, verkrijgen we de oorspronkelijke reactievergelijking, maar nu stoichiometrisch uitgebalanceerd:

3 Co(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Co(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)

Biologische redoxreacties[bewerken]

Vaak wordt ook in levensprocessen energie onder de vorm van redoxreacties opgeslagen en omgezet. Zo produceert een cel reducerend vermogen onder de vorm van NADPH en NADH dat dan gebruikt kan worden voor energieproductie (NADH + ADP + H3PO4 → NAD+ + ATP) of rechtstreeks bij de biosynthese (NADPH → NADP+, bijvoorbeeld vetzuursynthese). Een groot deel van het metabolisme is in feite gebaseerd op zulke redoxreacties.

Indien er bij de energieproductie geen of te weinig zuurstof aanwezig is om NADH in de elektronentransportketen terug te oxideren tot NAD+, treedt er fermentatie op. Een voorbeeld hiervan is de productie van melkzuur uit glucose bij intense spieractiviteit.

Bij de fotosynthese wordt CO2 gereduceerd tot suiker en wordt water geoxideerd tot O2. In de tussenstappen wordt nicotinamide-adenine-dinucleotidefosfaat (NADP+) gereduceerd, waardoor een waterstofion-gradiënt ontstaat dat de ATP-synthese bekrachtigt. De energie voor deze reactie komt van het invallende zonlicht.

Redoxreactie-vergelijking opschrijven[bewerken]

Het schrijven van de vergelijking van redoxreactie wordt als volgt gedaan (methode van de halfreacties):

  1. De vergelijking opschrijven voor het afstaan van elektronen door de reductor, en ervoor zorgen dat deze kloppend gemaakt is;
  2. Hetzelfde doen met het opnemen van de elektronen door de oxidator, deze twee reacties zijn de halfreacties;
  3. Het opstellen van de twee halfreacties, waarbij ervoor gezorgd moet worden dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen kunnen bij het optellen dan tegen elkaar weggestreept worden.

Een voorbeeld[bewerken]

Cl--ionen reageren met Cr2O72- (dichromaat) in zuur milieu tot chloorgas (Cl2) en Cr3+-ionen.

Oxidatiereactie 3 × (2 Cl- → Cl2 + 2 e-)
Reductiereactie 1 × (Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr3+ + 7 H2O)
Totale reactie 6 Cl-(aq) + Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) → 3 Cl2(g) + 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l)

Zie ook[bewerken]

Externe link[bewerken]