Samenvattingen · ScheikundeNL · HAVO

Zuren, basen en redoxreacties

Dit onderwerp behandelt twee grote reactietypen. Zuren en basen draaien om de overdracht van $\ce{H+}$ -ionen: je leert de pH berekenen, sterke en zwakke zuren en basen onderscheiden, neutralisatie- en titratieberekeningen maken. Redoxreacties draaien om de overdracht van elektronen: je leert oxidatie en reductie, oxidatoren en reductoren en het opstellen van halfreacties. Dit is verplichte centraal-examenstof scheikunde HAVO.

5Onderdelenca. 25min leestijd4VaardighedenNiveauVerdieping 5

T·0888 / 15

Examenprofiel

Een zuur als \ce{H+}-donor en een base als \ce{H+}-acceptor herkennen en de pH berekenen met pH = -\log[\ce{H+}].Sterke en zwakke zuren en basen onderscheiden en kloppende neutralisatievergelijkingen opstellen.Een onbekende concentratie bepalen uit een titratie met czuur ·Vzuur = cbase ·Vbase.Oxidatie en reductie herkennen, oxidator en reductor benoemen en een redoxvergelijking opstellen uit twee halfreacties.

Operatoren:berekenleg uitverklaartoon aanberedeneerinterpreteergeef de reactievergelijkingstel opnoem

basisniveau

Bereken de pH van een sterk zuur, stel kloppende neutralisatievergelijkingen op en benoem oxidator en reductor in eenvoudige redoxreacties.

verhoogd niveau

Reken titraties door via mol, stel volledige redoxvergelijkingen op uit halfreacties met kloppende lading en gebruik de elektrochemische reeks om te voorspellen of een redoxreactie verloopt.

Diepte

Schrift

Inhalt · 5 onderdelen

Zuren, basen en redoxreacties

Zuren en de pH#

Vertiefungexamenblad-nl

De pH-schaal van 0 tot 14

Afb. 1De pH-schaal loopt op de HAVO van 0 tot 14. Onder de 7 is een oplossing zuur (veel H+), bij 7 neutraal en boven de 7 basisch. Elke pH-eenheid staat voor een factor tien in de H+-concentratie.

Een zuur is een stof die

\ce{H+}

-ionen kan afstaan; we noemen een zuur daarom een

\ce{H+}

-donor. Zo'n

\ce{H+}

-ion is niets anders dan een kaal proton. In water blijft dat proton niet los rondzweven, maar hecht het zich aan een watermolecuul tot een

\ce{H3O+}

-ion (het hydroxonium- of oxoniumion):

\ce{HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}

. Voor het gemak schrijf je vaak kort

\ce{H+}

waar eigenlijk

\ce{H3O+}

wordt bedoeld. Hoe meer

\ce{H+}

-ionen een oplossing bevat, hoe zuurder ze is. Bekende zuren zijn zoutzuur (

\ce{HCl}

), zwavelzuur (

\ce{H2SO4}

) en azijnzuur (

\ce{CH3COOH}

); ze danken hun zure smaak en hun invloed op indicatoren aan die

\ce{H+}

-ionen.

De zuurgraad druk je uit met de pH. De pH is gedefinieerd als de negatieve logaritme van de

\ce{H+}

-concentratie:

\text{pH} = -\log[\ce{H+}]

, waarbij

[\ce{H+}]

de concentratie in mol per liter is. Door die logaritme betekent een pH die één punt lager is, een tien keer zo grote

\ce{H+}

-concentratie. Een oplossing met

[\ce{H+}] = 1{,}0\cdot10^{-2}\ \text{mol/L}

heeft dus

\text{pH} = 2{,}0

, en een oplossing met

[\ce{H+}] = 1{,}0\cdot10^{-3}\ \text{mol/L}

heeft

\text{pH} = 3{,}0

— tien keer zo weinig

\ce{H+}

. Omgekeerd bereken je de concentratie terug met

[\ce{H+}] = 10^{-\text{pH}}

. Zo koppelt de pH een lastig klein getal aan een handige schaal.

Die schaal loopt op de HAVO van

0

tot

14

. In de figuur zie je de pH-schaal met de drie gebieden. Bij

\text{pH} = 7

is de oplossing neutraal: er zijn evenveel

\ce{H+}

- als

\ce{OH-}

-ionen, zoals in zuiver water. Bij een pH lager dan

7

is de oplossing zuur (meer

\ce{H+}

), en bij een pH hoger dan

7

is ze basisch (minder

\ce{H+}

, meer

\ce{OH-}

). Een sterk zuur zoals maagzuur zit rond

\text{pH} = 1

, kraanwater rond

7

, en een basische reiniger boven

10

. Zo geeft één getal je meteen een beeld van hoe zuur of basisch een oplossing is.

Bij het rekenen is het onderscheid tussen sterke en zwakke zuren cruciaal. Een sterk zuur ioniseert in water volledig: élk zuurmolecuul staat zijn

\ce{H+}

af. Voor zoutzuur betekent dat

\ce{HCl -> H+ + Cl-}

; er blijven vrijwel geen ongesplitste

\ce{HCl}

-moleculen over. Zwavelzuur is eveneens een sterk zuur en kan zelfs twee

\ce{H+}

per molecuul afstaan:

\ce{H2SO4 -> 2H+ + SO4^2-}

. Omdat een sterk zuur volledig ioniseert, is de

\ce{H+}

-concentratie recht uit de zuurconcentratie af te leiden: bij een sterk eenwaardig zuur geldt

[\ce{H+}]

gelijk aan de concentratie van het zuur. Dat maakt de pH-berekening van een sterk zuur eenvoudig en direct.

Een zwak zuur ioniseert daarentegen maar gedeeltelijk: slechts een klein deel van de moleculen staat op elk moment zijn

\ce{H+}

af, de rest blijft heel. Azijnzuur is het standaardvoorbeeld; je noteert het ioniseren met een evenwichtspijl omdat het een evenwicht is:

\ce{CH3COOH <=> CH3COO- + H+}

. Bij dezelfde concentratie geeft een zwak zuur dus veel minder

\ce{H+}

-ionen dan een sterk zuur, en is de oplossing minder zuur (hogere pH). Op de HAVO reken je de pH van een zwak zuur niet exact uit — daarvoor heb je de evenwichtsconstante nodig — maar je moet wél begrijpen dat „sterk” en „zwak” gaan over de mate van ioniseren, niet over de concentratie. Een geconcentreerd zwak zuur en een verdund sterk zuur kunnen best dezelfde pH hebben. In de volgende paragraaf kijken we naar de tegenhangers van zuren: de basen.

\text{pH} = -\log[\ce{H+}]

definitie van de pH

De pH is de negatieve logaritme van de $\ce{H+}$ -concentratie (in $\text{mol/L}$ ); een pH-punt lager betekent tien keer zoveel $\ce{H+}$ .

[\ce{H+}] = 10^{-\text{pH}}

concentratie uit pH

Uit de pH bereken je de $\ce{H+}$ -concentratie terug door tien tot de macht min de pH te nemen.

\ce{HCl -> H+ + Cl-}

ionisatie van een sterk zuur

Een sterk zuur ioniseert volledig; de enkele pijl geeft aan dat er vrijwel geen ongesplitste moleculen overblijven.

Uitgewerkt voorbeeld

pH van een sterk zuur berekenen

Bereken de pH van zoutzuur met een concentratie van $0{,}010\ \text{mol/L}$ .

Stap 1 — Bepaal de H+-concentratie
Zoutzuur is een sterk zuur en ioniseert volledig, dus [H+] is gelijk aan de zuurconcentratie.
$[\ce{H+}] = 0{,}010 = 1{,}0\cdot10^{-2}\ \text{mol/L}$
Stap 2 — Vul in de pH-formule in
Gebruik pH = −log[H+].
$\text{pH} = -\log(1{,}0\cdot10^{-2})$
Stap 3 — Reken de logaritme uit
De logaritme van tien-tot-de-macht-min-twee is min twee; het minteken maakt dat plus twee.
$\text{pH} = -(-2{,}0) = 2{,}0$

Resultaat: Resultaat: de pH is $2{,}0$ . Omdat zoutzuur een sterk zuur is dat volledig ioniseert, is $[\ce{H+}]$ precies gelijk aan de zuurconcentratie van $0{,}010\ \text{mol/L}$ .

Veelgemaakte fouten

Het minteken in $\text{pH} = -\log[\ce{H+}]$ vergeten, waardoor je een negatieve pH krijgt.
Sterk en zwak verwarren met geconcentreerd en verdund; sterk/zwak gaat over de mate van ioniseren, niet over de hoeveelheid opgeloste stof.
Bij een zwak zuur aannemen dat $[\ce{H+}]$ gelijk is aan de zuurconcentratie; dat geldt alleen voor een volledig ioniserend sterk zuur.

Actieve herhaling

Bereken de pH van een oplossing van zoutzuur met een concentratie van $0{,}010\ \text{mol/L}$ . Leg uit waarom je hierbij mag stellen dat $[\ce{H+}]$ gelijk is aan de zuurconcentratie.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Basen en neutralisatie#

Vertiefungexamenblad-nl

Enkele basen: formule en sterkte

Afb. 2Enkele veelvoorkomende basen met hun formule en of ze sterk (volledig reageren) of zwak (gedeeltelijk) zijn. Ammoniak is een zwakke base; de hydroxiden van natrium, kalium en calcium zijn sterk.

Een base is de tegenhanger van een zuur: een stof die

\ce{H+}

-ionen kan opnemen. We noemen een base daarom een

\ce{H+}

-acceptor. Veel basen doen dat door zelf

\ce{OH-}

-ionen (hydroxide-ionen) aan de oplossing af te geven; die

\ce{OH-}

-ionen vangen vervolgens

\ce{H+}

weg. Natronloog is het bekendste voorbeeld: vast natriumhydroxide lost op tot losse ionen,

\ce{NaOH -> Na+ + OH-}

, zodat de oplossing vol

\ce{OH-}

-ionen komt te zitten. Hoe meer

\ce{OH-}

-ionen (of hoe minder

\ce{H+}

-ionen), hoe basischer de oplossing en hoe hoger de pH. Basische oplossingen voelen zeepachtig aan en kleuren indicatoren anders dan zuren.

Net als bij zuren onderscheid je sterke en zwakke basen. Een sterke base staat in water volledig zijn

\ce{OH-}

af, zoals natriumhydroxide (

\ce{NaOH}

) en kaliumhydroxide (

\ce{KOH}

). Een zwakke base neemt maar gedeeltelijk

\ce{H+}

op; ammoniak is het klassieke voorbeeld, dat met water reageert volgens het evenwicht

\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}

. In de figuur staan enkele basen met hun formule en of ze sterk of zwak zijn. Precies zoals bij zuren gaat „sterk” en „zwak” hier over de mate waarin de base reageert, niet over de concentratie: een verdunde sterke base en een geconcentreerde zwakke base kunnen dezelfde pH hebben.

Breng je een zuur en een base bij elkaar, dan reageren ze met elkaar in een neutralisatiereactie. De kern van elke neutralisatie is dat een

\ce{H+}

-ion van het zuur samengaat met een

\ce{OH-}

-ion van de base tot water:

\ce{H+ + OH- -> H2O}

. De

\ce{H+}

- en

\ce{OH-}

-ionen heffen elkaar zo op, en de oplossing wordt minder zuur én minder basisch — vandaar de naam neutralisatie. Als je precies genoeg base toevoegt om alle

\ce{H+}

weg te vangen, bereik je een neutrale oplossing. Deze ionvergelijking is het hart van alle zuur-basereacties en komt op het examen steeds terug.

Op het niveau van de hele stoffen ontstaat bij een neutralisatie naast water ook een zout. Het algemene schema is: zuur + base

\rightarrow

zout + water. Reageert zoutzuur met natronloog, dan schrijf je

\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}

: het zout is natriumchloride (keukenzout), gevormd uit het

\ce{Cl-}

van het zuur en het

\ce{Na+}

van de base. Voordat je met zo'n vergelijking rekent, controleer je of ze klopt: evenveel atomen van elk element links als rechts, en de lading in balans. Het positieve ion van de base (

\ce{Na+}

) en het negatieve ion van het zuur (

\ce{Cl-}

) blijven in oplossing als het zout; de

\ce{H+}

\ce{OH-}

vormen het water.

Om te zien wanneer een oplossing precies neutraal is, gebruik je een indicator. Een indicator is een stof die van kleur verandert afhankelijk van de pH, bijvoorbeeld lakmoes (rood in zuur, blauw in base) of fenolftaleïne (kleurloos in zuur, roze in base). Bij een neutralisatie slaat de indicator om op het moment dat er net genoeg base is toegevoegd. Dat je met een neutralisatie een oplossing precies kunt neutraliseren, gebruik je in de praktijk volop: een teveel aan maagzuur bestrijd je met een basische maagtablet, en zure grond maak je minder zuur met (basische) kalk. In de volgende paragraaf gebruiken we de neutralisatie om via een titratie een onbekende concentratie te bepalen.

\ce{H+ + OH- -> H2O}

kern van de neutralisatie

Bij elke neutralisatie gaan een $\ce{H+}$ -ion en een $\ce{OH-}$ -ion samen tot water; ze heffen elkaars werking op.

\ce{HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)}

zuur + base \rightarrow zout + water

De volledige neutralisatievergelijking van zoutzuur met natronloog; het zout is natriumchloride.

Uitgewerkt voorbeeld

Neutralisatie: vergelijking en volume berekenen

Neutraliseer $50\ \text{mL}$ zoutzuur van $0{,}10\ \text{mol/L}$ met natronloog van $0{,}10\ \text{mol/L}$ . Geef de vergelijking en bereken het benodigde volume natronloog.

Stap 1 — Stel de kloppende vergelijking op
Zoutzuur en natronloog reageren in de verhouding 1 op 1 tot keukenzout en water.
$\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$
Stap 2 — Bereken het aantal mol HCl
Gebruik n = c · V met V in liter: 50 mL = 0,050 L.
$n(\ce{HCl}) = 0{,}10 \cdot 0{,}050 = 5{,}0\cdot10^{-3}\ \text{mol}$
Stap 3 — Zelfde mol NaOH, dan het volume
Door de 1-op-1-verhouding is n(NaOH) = n(HCl); deel door de concentratie voor het volume.
$V(\ce{NaOH}) = \dfrac{n}{c} = \dfrac{5{,}0\cdot10^{-3}}{0{,}10} = 0{,}050\ \text{L} = 50\ \text{mL}$

Resultaat: Resultaat: er is $50\ \text{mL}$ natronloog nodig. Omdat zuur en base dezelfde concentratie hebben en in de verhouding 1 op 1 reageren, zijn de volumes gelijk.

Veelgemaakte fouten

Vergeten dat er bij een neutralisatie een zout én water ontstaat; alleen „water” opschrijven maakt de vergelijking niet kloppend.
De reactievergelijking niet kloppend maken (atomen of lading niet in balans) voordat er mee gerekend wordt.
Sterk en zwak verwarren met de concentratie; een sterke base ioniseert volledig, ongeacht hoe verdund de oplossing is.

Actieve herhaling

Geef de kloppende reactievergelijking voor de neutralisatie van zoutzuur met natronloog. Bereken daarna welk volume natronloog van $0{,}10\ \text{mol/L}$ nodig is om $50\ \text{mL}$ zoutzuur van $0{,}10\ \text{mol/L}$ precies te neutraliseren.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Titratie: een concentratie bepalen#

Vertiefungexamenblad-nl

Titratiecurve van een sterk zuur met een sterke base

Afb. 3Titratiecurve van een sterk zuur met een sterke base: de pH begint rond 2, springt rond het equivalentiepunt (hier bij 20 mL) steil omhoog en vlakt daarna af rond 12. Het equivalentiepunt ligt midden in de sprong, bij pH 7.

Een titratie is een nauwkeurige methode om de onbekende concentratie van een zuur (of base) te bepalen. Het idee is eenvoudig: je laat de oplossing met de onbekende concentratie langzaam reageren met een oplossing waarvan je de concentratie precies kent, de zogenoemde standaardoplossing. Die voeg je druppel voor druppel toe uit een buret, terwijl je bijhoudt hoeveel je toevoegt. Op het punt dat je precies genoeg hebt toegevoegd om alle zuur (of base) te laten reageren, weet je uit de gebruikte hoeveelheid standaardoplossing hoeveel stof er in het onbekende monster zat — en daarmee de concentratie. Een titratie is dus in de kern een heel precies uitgevoerde neutralisatie.

Het moment waarop je precies genoeg hebt toegevoegd, heet het equivalentiepunt. Op dat punt zijn zuur en base in exact de verhouding van de reactievergelijking met elkaar gereageerd — bij een 1-op-1-reactie is het aantal mol toegevoegde base dan gelijk aan het aantal mol zuur in het monster. Vlak vóór het equivalentiepunt is er nog zuur over, vlak erna een overmaat base; op het equivalentiepunt zelf slaat de balans om. Precies dat maakt het equivalentiepunt scherp bepaalbaar: een klein beetje extra standaardoplossing verandert de oplossing daar plotseling sterk.

Dat plotselinge omslaan zie je prachtig in de titratiecurve, waarin de pH is uitgezet tegen het toegevoegde volume base. In de figuur zie je zo'n curve voor een sterk zuur dat met een sterke base wordt getitreerd. In het begin stijgt de pH maar langzaam: het toegevoegde

\ce{OH-}

wordt steeds weggevangen door het nog aanwezige zuur. Rond het equivalentiepunt maakt de pH echter een steile sprong — hier van ongeveer

2

naar ongeveer

12

— omdat de laatste

\ce{H+}

-ionen op zijn en elke druppel extra base nu meteen doorwerkt. Daarna vlakt de curve weer af in het basische gebied. Het equivalentiepunt ligt midden in de steile sprong; bij een sterk zuur en een sterke base is dat bij

\text{pH} = 7

Om het equivalentiepunt in de praktijk te zien, gebruik je een indicator die net in het steile stuk van kleur omslaat. Het punt waarop de indicator verkleurt heet het omslagpunt; kies je de indicator goed, dan valt het omslagpunt praktisch samen met het equivalentiepunt. Voor een sterk zuur met een sterke base kun je bijvoorbeeld een indicator gebruiken die rond

\text{pH} = 7

omslaat. Doordat de pH-sprong zo steil is, maakt één druppel te veel of te weinig nauwelijks uit voor de afgelezen hoeveelheid, en dat maakt de titratie zo nauwkeurig. De buret lees je af op een tiende milliliter nauwkeurig.

De berekening zelf steunt op de reactievergelijking. Bij een 1-op-1-reactie tussen een eenwaardig zuur en een eenwaardige base geldt op het equivalentiepunt

c_{\text{zuur}} \cdot V_{\text{zuur}} = c_{\text{base}} \cdot V_{\text{base}}

, omdat het aantal mol zuur (

c \cdot V

) gelijk is aan het aantal mol base. Uit deze betrekking los je de onbekende concentratie op. Werk je liever stap voor stap, dan bereken je eerst het aantal mol toegevoegde base met

n = c \cdot V

, gebruik je de molverhouding uit de vergelijking om het aantal mol zuur te vinden, en deel je dat door het volume van het monster. Let bij een meerwaardig zuur zoals

\ce{H2SO4}

op de verhouding: dat levert twee

\ce{H+}

per molecuul, dus verbruikt het twee keer zoveel base.

c_{\text{zuur}} \cdot V_{\text{zuur}} = c_{\text{base}} \cdot V_{\text{base}}

titratie (1-op-1)

Op het equivalentiepunt van een 1-op-1-reactie is het aantal mol zuur gelijk aan het aantal mol base; hieruit los je de onbekende concentratie op.

n = c \cdot V

aantal mol uit concentratie en volume

Het aantal mol opgeloste stof is de concentratie maal het volume (in liter).

Uitgewerkt voorbeeld

Concentratie bepalen uit een titratie

Voor $25{,}0\ \text{mL}$ zoutzuur is $20{,}0\ \text{mL}$ natronloog van $0{,}100\ \text{mol/L}$ nodig tot het equivalentiepunt. Bereken de concentratie van het zoutzuur.

Stap 1 — Bereken het aantal mol NaOH
Gebruik n = c · V met V in liter: 20,0 mL = 0,0200 L.
$n(\ce{NaOH}) = 0{,}100 \cdot 0{,}0200 = 2{,}00\cdot10^{-3}\ \text{mol}$
Stap 2 — Zelfde aantal mol HCl
De reactie HCl + NaOH is 1 op 1, dus n(HCl) = n(NaOH).
$n(\ce{HCl}) = 2{,}00\cdot10^{-3}\ \text{mol}$
Stap 3 — Deel door het volume van het monster
Deel het aantal mol door het volume zoutzuur (25,0 mL = 0,0250 L).
$c(\ce{HCl}) = \dfrac{n}{V} = \dfrac{2{,}00\cdot10^{-3}}{0{,}0250} = 0{,}0800\ \text{mol/L}$

Resultaat: Resultaat: de concentratie van het zoutzuur is $0{,}0800\ \text{mol/L}$ . Ter controle: $c_{\text{zuur}} \cdot V_{\text{zuur}} = 0{,}0800 \cdot 25{,}0 = 2{,}00 = 0{,}100 \cdot 20{,}0 = c_{\text{base}} \cdot V_{\text{base}}$ .

Veelgemaakte fouten

De volumes in milliliter laten staan en niet naar liter omrekenen bij $n = c \cdot V$ (of vergeten dat de eenheden wegvallen als je links en rechts hetzelfde gebruikt).
De molverhouding negeren bij een meerwaardig zuur; $\ce{H2SO4}$ verbruikt twee keer zoveel base als een eenwaardig zuur.
Het equivalentiepunt en het omslagpunt door elkaar halen, of aannemen dat het equivalentiepunt altijd bij $\text{pH} = 7$ ligt (dat geldt alleen bij een sterk zuur met een sterke base).

Actieve herhaling

Bij de titratie van $25{,}0\ \text{mL}$ zoutzuur met natronloog van $0{,}100\ \text{mol/L}$ ligt het equivalentiepunt bij $20{,}0\ \text{mL}$ toegevoegde natronloog. Bereken de concentratie van het zoutzuur.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Redoxreacties: overdracht van elektronen#

Vertiefungexamenblad-nl

Elektronenoverdracht van reductor naar oxidator

Afb. 4Bij een redoxreactie stromen de elektronen van de reductor (die ze afstaat en zelf wordt geoxideerd) naar de oxidator (die ze opneemt en zelf wordt gereduceerd). Hier staat zink twee elektronen af aan het koper(II)ion.

Waar zuur-basereacties gaan over de overdracht van

\ce{H+}

-ionen, gaan redoxreacties over de overdracht van elektronen. Het woord redox is een samentrekking van reductie en oxidatie, de twee helften die altijd samen optreden. Oxidatie is het afstaan van elektronen: een deeltje raakt een of meer elektronen kwijt. Reductie is het tegenovergestelde, het opnemen van elektronen. Elektronen kunnen niet zomaar vrij rondzweven, dus wat het ene deeltje afstaat, moet het andere tegelijk opnemen. Oxidatie en reductie zijn daarom onafscheidelijk: er is geen oxidatie zonder reductie en andersom. Samen vormen ze de redoxreactie.

De twee deelnemers krijgen elk een naam naar hun rol. Het deeltje dat elektronen afstaat (en dus zelf geoxideerd wordt) heet de reductor. Het deeltje dat elektronen opneemt (en dus zelf gereduceerd wordt) heet de oxidator. Let op de kruislingse benaming: de reductor zorgt ervoor dat de ander gereduceerd wordt, en wordt zelf geoxideerd; de oxidator zorgt dat de ander geoxideerd wordt en wordt zelf gereduceerd. In de figuur zie je de elektronenoverdracht schematisch: de elektronen stromen van de reductor naar de oxidator. Onthoud de richting: de reductor is de gever, de oxidator de ontvanger van elektronen.

Om een redoxreactie overzichtelijk te beschrijven, splits je hem in twee halfreacties: één voor de oxidatie en één voor de reductie. In een halfreactie schrijf je de elektronen expliciet op. De oxidatie van zink noteer je als

\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}

: het zinkatoom staat twee elektronen af en wordt een

\ce{Zn^2+}

-ion. De reductie van koper(II)ionen noteer je als

\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}

: het ion neemt twee elektronen op en wordt een koperatoom. Een halfreactie moet kloppen in massa én in lading: links en rechts evenveel atomen én dezelfde totale lading. In

\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}

is de lading links

0

en rechts

(+2) + 2\cdot(-1) = 0

— dat klopt.

De totale redoxvergelijking krijg je door de twee halfreacties bij elkaar op te tellen, waarbij het aantal afgestane en opgenomen elektronen gelijk moet zijn. In het voorbeeld staat de reductor

\ce{Zn}

twee elektronen af en neemt de oxidator

\ce{Cu^2+}

er precies twee op, dus je kunt de halfreacties direct optellen; de elektronen vallen tegen elkaar weg. Je houdt over:

\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}

. Kloppen de aantallen elektronen niet vanzelf, dan vermenigvuldig je eerst een of beide halfreacties met een geheel getal zodat ze gelijk worden, en tel je daarna pas op. Controleer altijd of de totale vergelijking klopt in massa en lading.

Redoxreacties zitten overal om je heen. Een verbranding is een redoxreactie: de brandstof wordt geoxideerd terwijl zuurstof wordt gereduceerd. Het roesten van ijzer (corrosie) is een langzame redoxreactie waarbij ijzer elektronen afstaat aan zuurstof en water. En in een batterij wordt een redoxreactie zó opgesteld dat de elektronen door een draadje van de reductor naar de oxidator móéten lopen — die elektronenstroom is de elektrische stroom die je apparaat laat werken. Deze voorbeelden verbinden dit onderwerp met energie (verbranding), met materiaalkunde (corrosie) en met techniek (batterijen). In de laatste paragraaf kijken we naar de sterkte van oxidatoren en reductoren en de toepassingen daarvan.

\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}

halfreactie oxidatie (reductor)

Zink staat twee elektronen af en wordt een $\ce{Zn^2+}$ -ion; de lading klopt: links $0$ , rechts $(+2) + 2\cdot(-1) = 0$ .

\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}

halfreactie reductie (oxidator)

Het koper(II)ion neemt twee elektronen op en wordt een koperatoom; de lading klopt: links $(+2) + 2\cdot(-1) = 0$ , rechts $0$ .

\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}

totale redoxvergelijking

De som van beide halfreacties; de twee elektronen vallen tegen elkaar weg en de lading klopt: links $+2$ , rechts $+2$ .

Uitgewerkt voorbeeld

Totale redoxvergelijking opstellen uit halfreacties

Stel uit $\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}$ en $\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}$ de totale redoxvergelijking op en benoem oxidator en reductor.

Stap 1 — Vergelijk het aantal elektronen
De oxidatie levert 2 elektronen; de reductie neemt er 2 op. De aantallen zijn al gelijk, dus je mag direct optellen.
$\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-} \qquad \ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}$
Stap 2 — Tel de halfreacties op
Tel links bij links en rechts bij rechts; de 2 elektronen vallen aan beide kanten weg.
$\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$
Stap 3 — Controleer massa en lading
Atomen: 1 Zn en 1 Cu aan beide kanten. Lading: links 0 + (+2) = +2; rechts (+2) + 0 = +2.
$\text{lading links} = +2 = \text{lading rechts}$

Resultaat: Resultaat: de totale redoxvergelijking is $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$ . Zink is de reductor (staat elektronen af, wordt geoxideerd); het koper(II)ion $\ce{Cu^2+}$ is de oxidator (neemt elektronen op, wordt gereduceerd).

Veelgemaakte fouten

Oxidator en reductor verwisselen: de reductor staat elektronen af (wordt geoxideerd), de oxidator neemt ze op (wordt gereduceerd).
De elektronen niet gelijkmaken voordat de halfreacties worden opgeteld, waardoor de totale vergelijking niet in lading klopt.
Bij een halfreactie de lading niet controleren; links en rechts moeten dezelfde totale lading hebben (de elektronen meegerekend).

Actieve herhaling

Gegeven de halfreacties $\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}$ (oxidatie) en $\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}$ (reductie). Stel de totale redoxvergelijking op en benoem de oxidator en de reductor.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Oxidatoren en reductoren in de praktijk#

Vertiefungexamenblad-nl

Fragment van de elektrochemische reeks

Afb. 5Een fragment van de elektrochemische reeks. Elke halfreactie is als reductie geschreven; links de oxidator, rechts de reductor. Van boven naar beneden neemt de oxidatorsterkte af en de reductorsterkte toe: F2 is een sterke oxidator, Na een sterke reductor.

Niet elke oxidator en reductor is even sterk. De ene stof staat zijn elektronen veel gemakkelijker af dan de andere, en de ene stof neemt ze veel gretiger op. Die verschillen in sterkte zijn geordend in de elektrochemische reeks: een tabel (in BINAS) waarin de halfreacties op volgorde van sterkte staan. Bovenaan staan de sterkste oxidatoren (deeltjes die het gretigst elektronen opnemen), onderaan de sterkste reductoren (deeltjes die het gemakkelijkst elektronen afstaan). Met deze reeks kun je meer dan alleen benoemen: je kunt er ook mee vóórspellen of een bepaalde redoxreactie überhaupt zal verlopen. Dat maakt de elektrochemische reeks een van de nuttigste tabellen uit de scheikunde.

In de figuur staat een klein stukje van zo'n reeks. Elke halfreactie is als een reductie geschreven: oxidator plus elektronen geeft reductor, bijvoorbeeld

\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}

. Het deeltje links (dat elektronen opneemt) is de oxidator; het deeltje rechts (dat ze zou kunnen afstaan) is de bijbehorende reductor. Lees je de tabel van boven naar beneden, dan neemt de sterkte van de oxidatoren af en die van de reductoren toe. Fluor (

\ce{F2}

) is bovenaan een zeer sterke oxidator; natrium (

\ce{Na}

) is onderaan een zeer sterke reductor. Zo lees je in één oogopslag af welk deeltje in een reactie de elektronen zal opnemen en welk deeltje ze zal afstaan.

De regel om een reactie te voorspellen is: een redoxreactie verloopt als de aanwezige oxidator sterker is dan (boven staat ten opzichte van) de aanwezige reductor. Breng je bijvoorbeeld zink in een oplossing met koper(II)ionen, dan is

\ce{Cu^2+}

de oxidator en

\ce{Zn}

de reductor. Omdat

\ce{Cu^2+}

in de reeks een sterkere oxidator is dan

\ce{Zn^2+}

, kan

\ce{Cu^2+}

elektronen van

\ce{Zn}

opnemen en verloopt de reactie:

\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}

. Het zink lost op en er slaat rood koper neer. Zou je het omgekeerde proberen — koper in een zinkoplossing — dan gebeurt er niets, want koper is een zwakkere reductor en

\ce{Zn^2+}

een zwakkere oxidator. Zo scheidt de reeks de reacties die verlopen van die welke niet verlopen.

Deze sterkteverschillen worden volop toegepast. In een batterij (een galvanische cel) zet je een sterke reductor en een sterke oxidator tegenover elkaar en dwing je de elektronen door een draad te lopen; die elektronenstroom levert de elektrische energie. Bij elektrolyse doe je het omgekeerde: je gebruikt juist elektrische energie om een redoxreactie te forceren die vanzelf niet zou verlopen, bijvoorbeeld om metalen te winnen of om voorwerpen te verchromen. In beide gevallen is de plaats van de stoffen in de elektrochemische reeks bepalend voor wat er gebeurt en hoeveel spanning je krijgt of nodig hebt.

Ook bescherming tegen corrosie steunt op de reeks. IJzer roest doordat het als reductor elektronen afstaat aan zuurstof. Je kunt ijzer beschermen door er een nóg sterkere reductor aan te koppelen, bijvoorbeeld zink: het zink staat dan zijn elektronen af in plaats van het ijzer en wordt zelf langzaam „opgeofferd”. Dit heet kathodische bescherming met een offeranode, en je ziet het bij scheepsrompen, pijpleidingen en verzinkt (gegalvaniseerd) staal. Zo verbindt dit slotonderwerp de theorie van oxidatoren en reductoren met heel concrete techniek: van de batterij in je telefoon tot de zinklaag die een stalen brug tegen roest beschermt.

\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}

verlopende redoxreactie

Omdat $\ce{Cu^2+}$ een sterkere oxidator is dan $\ce{Zn^2+}$ , neemt $\ce{Cu^2+}$ elektronen op van $\ce{Zn}$ en verloopt de reactie; het zink lost op en er ontstaat koper.

Uitgewerkt voorbeeld

Verloopt de reactie? Oxidator en reductor benoemen

Een staafje zink wordt in een blauwe oplossing van koper(II)sulfaat gezet. Beredeneer met de elektrochemische reeks of er een reactie optreedt en benoem oxidator en reductor.

Stap 1 — Benoem de aanwezige deeltjes
In de oplossing zitten Cu2+-ionen (een oxidator); het zink is een metaal dat elektronen kan afstaan (een reductor).
$\text{oxidator: } \ce{Cu^2+} \qquad \text{reductor: } \ce{Zn}$
Stap 2 — Vergelijk de sterkte in de reeks
In de reeks staat Cu2+ boven Zn2+, dus Cu2+ is een sterkere oxidator dan Zn2+. Omdat de aanwezige oxidator (Cu2+) sterker is, kan hij elektronen van het zink opnemen en verloopt de reactie.
$\ce{Cu^2+} \text{ sterker dan } \ce{Zn^2+} \;\Rightarrow\; \text{reactie verloopt}$
Stap 3 — Geef de vergelijking
Zink staat elektronen af aan de koper(II)ionen; er ontstaat koper en de zinkionen gaan in oplossing.
$\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$

Resultaat: Resultaat: de reactie verloopt. $\ce{Cu^2+}$ is de oxidator (wordt gereduceerd tot $\ce{Cu}$ ) en $\ce{Zn}$ is de reductor (wordt geoxideerd tot $\ce{Zn^2+}$ ). Het zink lost op, de blauwe kleur verdwijnt en er slaat rood koper neer.

Veelgemaakte fouten

De reeks verkeerd om lezen: de sterkste oxidatoren staan bovenaan, de sterkste reductoren onderaan.
Voorspellen dat elke redoxreactie verloopt; ze verloopt alleen als de aanwezige oxidator sterker is dan de aanwezige reductor.
Bij corrosiebescherming denken dat een zwakkere reductor beschermt; juist een sterkere reductor (zoals zink bij ijzer) wordt opgeofferd en beschermt zo het metaal.

Actieve herhaling

Zink wordt in een oplossing van koper(II)sulfaat gebracht. Gebruik de elektrochemische reeks om te beredeneren of er een reactie optreedt, benoem de oxidator en de reductor en geef de reactievergelijking.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Referenties en bronnen

Bronnen

CvTE / Examenblad

Examenprogramma scheikunde (HAVO)

Zuren, basen en redoxreacties

Kernpunten

pH van een sterk zuur berekenen

Kernpunten

Neutralisatie: vergelijking en volume berekenen

Kernpunten

Concentratie bepalen uit een titratie

Kernpunten

Totale redoxvergelijking opstellen uit halfreacties

Kernpunten

Verloopt de reactie? Oxidator en reductor benoemen

Bronnen