8.3 Verandering van oxidatiegetallen in redoxreacties
Blok 1: Inleiding tot verandering van oxidatiegetallen en noodzaak bij redoxreacties
Definitie
Een redoxreactie is een chemische reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt. Concreet betekent dit dat in elke redoxreactie minstens twee atoomsoorten betrokken zijn waarvan de oxidatiegetallen (OT) veranderen. Het oxidatiegetal geeft de hypothetische lading aan van een atoom binnen een verbinding, als men ervan uitgaat dat elektronen volledig worden overgedragen.
Belangrijke concepten
In een redoxproces worden twee deelreacties onderscheiden: oxidatie en reductie. Bij de oxidatie ondergaat het reducerende deeltje (‘reductans’, genoteerd als Red') een stijging van het oxidatiegetal en geeft het elektronen af. Tegelijkertijd ondergaat het oxiderende deeltje (‘oxidans’, genoteerd als Ox) een daling van het oxidatiegetal doordat het elektronen opneemt.
Notatie van de deelreacties:
Oxidatie (elektronenafgifte, stijging van OT): Red' → ne⁻ + Ox' Hierbij staat 'ne' voor het aantal afgegeven elektronen.
Reductie (elektronenopname, daling van OT): Ox + ne⁻ → Red De oxidans (Ox) neemt elektronen op en wordt gereduceerd.
Globale reactievergelijking (ionisch samenspel): Red' + Ox → Ox' + Red Dit weerspiegelt de uitwisseling tussen de oxidatie en de reductie.
Het is conventie om alle halfreacties als reductie te schrijven (dus steeds: Ox + ne⁻ → Red), om een gestandaardiseerd overzicht te creëren van de elektronenoverdracht.
Formules en berekeningen
Een redoxreactie vereist dat:
Het totaal aantal elektronen dat wordt afgegeven bij de oxidatie gelijk is aan het aantal elektronen dat wordt opgenomen bij de reductie.
De som van de veranderingen van de oxidatiegetallen keer het respectievelijk aantal betrokken atomen per element optelt tot nul in de reactie.
Bijvoorbeeld: Stel dat ijzer(II) (Fe²⁺) wordt geoxideerd tot ijzer(III) (Fe³⁺): Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ Elk ijzeratoom geeft één elektron af.
Praktijkvoorbeelden
Voorbeeld 1: Halfreactie voor oxidatie van cupriet (Cu₂O) tot koper(II)-ionen: Cu₂O → 2 Cu²⁺ + 2 e⁻ Hier ondergaat elk koperatoom een stijging in OT van +1 naar +2.
Voorbeeld 2: Reductie van permanganaat in zuur milieu: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O Mangaan ondergaat een daling in OT van +7 naar +2.
Veel gemaakte fouten
Het vergeten dat zowel de oxidans als reductans van OT moeten veranderen; pseudo-redoxreacties waar slechts één soort verandert zijn niet geldig.
Foutieve notatie waarbij het aantal elektronen niet overeenkomt met het verschil in OT maal het aantal atomen per element.
Verkeerd opnemen van neerven (= aantal elektronen, ‘n’) bij het splitsen van de totale redoxreactie in halfreacties.
Blok 2: Stappenplan voor het in evenwicht brengen van redoxreactievergelijkingen
Definitie
Het in evenwicht brengen van redoxreacties vereist een gestructureerde aanpak waarbij zowel de massa- als ladingsbalans worden gegarandeerd. De specifieke regels zijn afhankelijk van het milieutype (zuur of basisch) en vereisen aandacht voor het balanceren van elektronen, atomaire coëfficiënten en aanwezigheid van specifieke ionen.
Belangrijke concepten
Het identificeren van de betrokken elementen die een verandering in OT ondergaan
Het correct opstellen van halfreacties met elektronenbalans
Aandacht voor milieu (zuur/basisch): het toevoegen van H⁺, H₂O, of OH⁻
Herleiden tot een volledige moleculaire vergelijking door toevoegen van passende tegenionen
Formules en berekeningen
Het stappenplan:
Stap 1: Bepaal de verandering in oxidatiegetal
Zoek op welke elementen tijdens de reactie hun OT wijzigen.
Bepaal per element de start- en eindwaarden van OT.
Bereken het aantal elektronen dat wordt overgedragen op basis van de OT-verandering vermenigvuldigd met de stoichiometrie.
Stap 2: Stel voorlopige halfreacties op
Schrijf per element (of ion) dat een OT-verandering ondergaat de halfreactie.
Wees nauwkeurig met aantallen overgedragen elektronen (e⁻), die overeenkomen met de OT-verandering.
Stap 3: Vul atomen en ladingen aan in de halfreacties
Eerst de atomen balanceren:
Balans van alle elementen behalve O en H.
Dan zuurstof balanceren:
Voeg per ontbrekend zuurstofatoom een H₂O-molecule toe aan de zijde met te weinig O.
Waterstof balanceren:
Voeg per ontbrekend waterstofatoom een H⁺-ion toe aan de zijde met te weinig H.
Controleer de ladingsbalans:
Voeg waar nodig elektronen toe (aan de kant met het teveel aan lading), zodat elke zijde identiek wordt in lading.
Stap 4: Combineer de halfreacties
Zorg dat het totaal aantal elektronen dat wordt opgenomen gelijk is aan het totaal aantal elektronen dat wordt afgegeven.
Vermenigvuldig de halfreacties indien nodig met passende factoren.
Bijzonderheid: basisch milieu of resterende H⁺:
Als het een basisch milieu betreft, of wanneer H⁺ overblijft, voeg dan aan beide zijden van de vergelijking net zoveel OH⁻-ionen toe als er H⁺-ionen zijn: - H⁺ + OH⁻ → H₂O (evenwichtsreactie)
Herschik zodanig dat H⁺ en OH⁻ tot H₂O combineren en eventuele overtollige H₂O links of rechts verschijnt.
Controleer opnieuw de massa- en ladingsbalans.
Stap 5: Stel de moleculaire vergelijking op
Leid uit de essentiële (ionische) vergelijking de volledige moleculaire reactievergelijking af.
Voeg, rekening houdend met de context en eventuele overblijvende ionen (bijvoorbeeld SO₄²⁻ bij aanwezigheid van H₂SO₄), passende tegenionen toe aan beide kanten zodat alle stoffen als bestaande verbindingen worden genoteerd en de totale balans gerespecteerd blijft.
Praktijkvoorbeelden
Voorbeeld 1: Redoxreactie in basisch milieu:
Opstellen van de halfreactie voor de reductie van dichromaat in basisch milieu:
Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O Omdat het basisch milieu is, worden aan beide kanten 14OH⁻ toegevoegd: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 14OH⁻ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 14OH⁻ Combinatie H⁺ + OH⁻ → H₂O, dus: Cr₂O₇²⁻ + 14H₂O + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 14OH⁻ Hierna vereenvoudigen: Cr₂O₇²⁻ + 6e⁻ + 7H₂O → 2Cr³⁺ + 14OH⁻
Voorbeeld 2: Herleiden van een volledige moleculaire vergelijking voor oxidatie van sulfiet door jood:
Ionische vergelijking: SO₃²⁻ + I₂ → SO₄²⁻ + 2I⁻
Aangezien het zich in oplossingsmiddel afspeelt zonder specifieke verdere tegenionen of milieu-aanpassingen, worden SO₁₂⁻ en I₂ direct gecombineerd.
Veel gemaakte fouten
Het niet correct gelijkstellen van het aantal elektronen in beide halfreacties, wat leidt tot onbalans.
Vergeten van milieu-aanpassingen: H⁺ onterecht laten staan in basisch milieu, of juist niet aanvullen met OH⁻.
Incompleet overzetten van ionische vergelijkingen naar moleculaire vergelijkingen, waardoor ionen zonder tegenionen in de eindreactie verschijnen.
Overschrijven van incorrecte coëfficiënten door een onzorgvuldige controle van het totaal aantal atomen en ladingen.
Blok 3: Uitgewerkt voorbeeld – Redoxreactie tussen FeSO₄ en KMnO₄
Definitie
Dit voorbeeld behandelt de volledige balans van een redoxreactie tussen ijzersulfaat en kaliumpermanganaat in een zuur milieu, inclusief het omzetten van de ionische naar de moleculaire vergelijking en het toevoegen van gepaste tegenionen.
Belangrijke concepten
Consistente balans van atomen bij omzetting van ionische naar moleculaire vergelijking
Het aanbrengen van de juiste coëfficiënten (oplossen van niet-gehele aantallen)
Inbouwen van tegenionen zoals SO₄²⁻ en K⁺ op basis van reële chemische context
Formules en berekeningen
Stap 1: Identificeer OT-veranderingen
Fe gaat van +2 (in FeSO₄, Fe²⁺) naar +3 (in Fe₂(SO₄)₃, Fe³⁺)
Mn gaat van +7 (in MnO₄⁻) naar +2 (in Mn²⁺)
Stap 2: Schrijf de halfreacties Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Stap 3: Vul atomen aan en balanceer de halfreacties
De halfreactie voor Fe wordt met factor 5 vermenigvuldigd om het aantal elektronen gelijk te stellen: 5 Fe²⁺ → 5 Fe³⁺ + 5e⁻ - Combineer met de Mn-halfreactie: 5 Fe²⁺ → 5 Fe³⁺ + 5e⁻ MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O - Opgeteld geeft: 5 Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O
Stap 4: Controle en omzetten naar volledige ionische vergelijking
In zuur milieu komt SO₄²⁻ (uit H₂SO₄ en FeSO₄) als tegenion voor.
Combineer Fe²⁺ met SO₄²⁻ om FeSO₄ te vormen; Fe³⁺ met SO₄²⁻ om Fe₂(SO₄)₃ te vormen; Mn²⁺ met SO₄²⁻ om MnSO₄ te vormen; K⁺ is van KMnO₄, en H₂SO₄ levert H⁺ en SO₄²⁻.
Stap 5: Omzetting naar volledige moleculaire reactie
Vervang ionen door chemische verbindingen:
Begin met: 5 FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ → 5/2 Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + H₂O
Controleer coëfficiënten (alleen gehele aantallen toegestaan): Vermenigvuldig de vergelijking met 2: 10 FeSO₄ + 2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ → 5 Fe₂(SO₄)₃ + 2 MnSO₄ + 8 H₂O
Nu het aantal kaliumatomen: Links 2 K uit 2 KMnO₄, maar rechts nog geen K. Komen in oplossing als K²SO₄. Volledige uiteindelijke moleculaire vergelijking: 10 FeSO₄ + 2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ → 5 Fe₂(SO₄)₃ + 2 MnSO₄ + 8 H₂O + K₂SO₄
Praktijkvoorbeelden
Uitgewerkt voorbeeld 1: Redoxreactie: 10 FeSO₄ + 2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ → 5 Fe₂(SO₄)₃ + 2 MnSO₄ + 8 H₂O + K₂SO₄
Analyse:
FeSO₄ voorziet Fe²⁺ en SO₄²⁻
KMnO₄ voorziet MnO₄⁻ en K⁺
H₂SO₄ brengt H⁺ en SO₄²⁻
In het eindresultaat worden alle gevormde ionen correct als verbindingen genoteerd zodat de reactievergelijking aansluit bij reële chemie
Uitgewerkt voorbeeld 2: Zou men deze reactie in basisch milieu uitvoeren, dan zouden OH⁻-ionen moeten worden toegevoegd volgens het basismilieu-aanpassingsproces, en zouden andere eindproducten ontstaan.
Veel gemaakte fouten
Oplossingen geven in niet-gehele coëfficiënten (zoals 5/2 Fe₂(SO₄)₃) zonder normalisatie naar gehele getallen
Vergeten rekening te houden met alle aanwezige ionen uit de gegeven zouten (K⁺ uit KMnO₄, SO₄²⁻ uit H₂SO₄)
Overschrijven van ionische reactievergelijkingen zonder overzetten naar correcte moleculaire vorm
Incompleet balanceren, waardoor niet-ladingsneutrale of massa-gebalanceerde vergelijkingen ontstaan
Samenvatting
Elke redoxreactie vereist een verandering van oxidatiegetallen bij minstens twee atomaire bestanddelen.
Het systematisch in evenwicht brengen van redoxreacties omvat: - Identificatie OT-veranderingen en het opstellen van nauwkeurige halfreacties - Volledige massa- en ladingsbalans volgens vaste stappen, afhankelijk van het milieu - Integratie van zuurstof en waterstof via H₂O, H⁺ of OH⁻, afhankelijk van het milieu - Herleiding van ionische naar moleculaire vergelijkingen met juiste tegenionen en uitsluitend gehele coëfficiënten
Het balanceren bij complexe reacties vereist oog voor detail, vooral bij de omzetting van ionen naar werkelijke verbindingen en het toevoegen van ontbrekende tegenionen, zoals K⁺ en SO₄²⁻.
Oefenvragen
Breng de volgende redoxreactie in zuur milieu volledig in evenwicht (moleculaire vergelijking): NO₃⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → NO + Fe³⁺ + H₂O (Uitwerking vereist: opstellen van halfreacties, balanceringsproces, moleculaire notatie.) Oplossing: _Halfreacties:_ NO₃⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻ → NO + 2 H₂O Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ _Vermenigvuldigen:_ 3 × (Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻): 3 Fe²⁺ → 3 Fe³⁺ + 3 e⁻ _Totaal:_ NO₃⁻ + 4 H⁺ + 3 Fe²⁺ → NO + 2 H₂O + 3 Fe³⁺ _Ionische vergelijking:_ 3 FeSO₄ + NaNO₃ + 4 H₂SO₄ → 3 Fe₂(SO₄)₃ + NaNO + 2 H₂O
Geef de correcte, gebalanceerde vergelijkingen voor oxidatie van oxalaat (C₂O₄²⁻) door permanganaat (MnO₄⁻) in zuur milieu, inclusief moleculaire vergelijkingen. Oplossing: _Halfreacties:_ C₂O₄²⁻ → 2 CO₂ + 2 e⁻ MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O _Vermenigvuldig:_ 5 × C₂O₄²⁻ → 10 CO₂ + 10 e⁻ 2 × (MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O): 2 MnO₄⁻ + 16 H⁺ + 10 e⁻ → 2 Mn²⁺ + 8 H₂O _Opgeteld:_ 5 C₂O₄²⁻ + 2 MnO₄⁻ + 16 H⁺ → 10 CO₂ + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O _Moleculaire vergelijking met aanwezige tegenionen:_ 5 Na₂C₂O₄ + 2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ → 10 CO₂ + 2 MnSO₄ + 8 H₂O + K₂SO₄ + 5 Na₂SO₄
Analyseer de veel gemaakte fout bij het rechtstreeks samenvoegen van niet-gehele coëfficiënten in een molecule, bijvoorbeeld: 3/2 Fe₂(SO₄)₃ in de reactievergelijking. Waarom is dit fout? Geef de correcte benadering voor het balanceren. Antwoord: Gebruik van niet-gehele coëfficiënten in een reactievergelijking is incorrect omdat reacties impliceren dat reactanten en producten in volledige moleculen deelnemen. Correct is om de hele vergelijking zo te vermenigvuldigen dat alle coëfficiënten gehele getallen zijn; dus 3/2 Fe₂(SO₄)₃ wordt 3 Fe₂(SO₄)₃ door de vergelijking 2× te nemen.