Samenvattingen · ScheikundeNL · VWO

Redoxreacties en elektrochemie

Redoxreacties draaien om de overdracht van elektronen: de reductor staat af, de oxidator neemt op. Je leert oxidatiegetallen bepalen en redoxvergelijkingen balanceren met halfreacties, de sterkte van redoxkoppels aflezen uit standaardelektrodepotentialen, de werking van een galvanische cel begrijpen en de celspanning berekenen, en met elektrolyse en de wet van Faraday rekenen aan technische toepassingen.

4 Onderdelen~12 min leestijd4 VaardighedenNiveau Basis 1 · Standaard 3

T·111111 / 16

Examenprofiel

Oxidatiegetallen bepalen en oxidator/reductor aanwijzenRedoxvergelijkingen opstellen en balanceren met halfreactiesReacties voorspellen en de celspanning berekenen met standaardelektrodepotentialen (BINAS)Galvanische cel en elektrolyse beschrijven en met Faraday rekenen

Operatoren:bepaalberekengeef de vergelijkingleg uitvoorspelberedeneer

basisniveau

Voor het CE balanceer je redoxvergelijkingen met halfreacties en gebruik je de V0-tabel (BINAS 48).

verhoogd niveau

In de profielverdieping reken je celspanningen en elektrolyse-opbrengsten (Faraday) door en beoordeel je toepassingen.

Diepte

Tekst

Inhoud · 4 onderdelen

Redoxreacties en elektrochemie

Oxidatie en reductie#

Basisoxidatiegetaloxidatorreductorhalfreactie

Oxidatiegetallen van chloor

Afb. 1Afb. 1 — De oxidatiegetallen van chloor lopen van −1 (chloride) tot +7 (perchloraat); een stijging is oxidatie, een daling reductie.

Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen. Oxidatie is het afstaan van elektronen, reductie het opnemen ervan; de twee gebeuren altijd samen, want de elektronen die de ene stof afstaat, worden door de andere opgenomen. De stof die elektronen afstaat (en daarbij zelf geoxideerd wordt) heet de reductor; de stof die elektronen opneemt (en daarbij zelf gereduceerd wordt) heet de oxidator. Een ezelsbruggetje: de reductor reduceert de ander en wordt zelf geoxideerd.

Om bij te houden welke atomen elektronen winnen of verliezen, gebruik je oxidatiegetallen: een boekhoudkundige lading die je aan elk atoom toekent volgens vaste regels (vrij element 0, enkelvoudig ion gelijk aan zijn lading, H meestal +1, O meestal −2, en de som gelijk aan de totale lading). Een stijging van het oxidatiegetal betekent oxidatie (elektronen afgestaan), een daling betekent reductie. Afbeelding 1 toont de reeks oxidatiegetallen van chloor als voorbeeld — van −1 in chloride tot +7 in perchloraat.

Een redoxreactie splits je in twee halfreacties: één voor de oxidatie (met de afgestane elektronen aan de rechterkant) en één voor de reductie (met de opgenomen elektronen aan de linkerkant). Zo maak je zichtbaar hoeveel elektronen elke stof betrekt. De halfreacties staan als standaardhalfreacties in BINAS, wat het opstellen sterk vereenvoudigt: je zoekt de twee koppels op en combineert ze.

Om de totale redoxvergelijking te krijgen, vermenigvuldig je de halfreacties zó dat het aantal afgestane elektronen gelijk is aan het aantal opgenomen elektronen (de elektronen moeten wegvallen), en tel je ze op. Controleer aan het eind of zowel de atomen als de ladingen links en rechts kloppen. Deze systematiek — oxidatiegetallen om de overdracht te herkennen, halfreacties om te balanceren — is de kern van vrijwel elke redoxopgave.

\text{oxidatie: } \mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-} \qquad \text{reductie: } \mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}

Halfreacties

De afgestane elektronen van de oxidatie zijn precies de opgenomen elektronen van de reductie.

Uitgewerkt voorbeeld

Oxidator en reductor aanwijzen

Bepaal in Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu de oxidatiegetallen en benoem oxidator en reductor.

Oxidatiegetallen
Zn (vrij element) = 0 → Zn²⁺ = +2 (stijgt); Cu²⁺ = +2 → Cu (vrij element) = 0 (daalt).
Oxidatie en reductie
Zink stijgt in oxidatiegetal: het wordt geoxideerd (staat elektronen af). Koper daalt: het wordt gereduceerd.
Rollen benoemen
Zn staat elektronen af → Zn is de reductor; Cu²⁺ neemt elektronen op → Cu²⁺ is de oxidator.

Resultaat: Zink is de reductor (wordt geoxideerd van 0 naar +2); Cu²⁺ is de oxidator (wordt gereduceerd van +2 naar 0).

Veelgemaakte fouten

Oxidatie en reductie verwisselen: oxidatie is elektronen afstaan (oxidatiegetal stijgt), reductie is opnemen (daalt).
De halfreacties optellen zonder de elektronenaantallen gelijk te maken, zodat de elektronen niet wegvallen.

Actieve herhaling

Bepaal de oxidatiegetallen in de reactie Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, en benoem de oxidator, de reductor en welk deeltje wordt geoxideerd.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: BINAS informatieboek — tabel 48 (halfreacties) (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Redoxkoppels en hun sterkte#

Standaardstandaardelektrodepotentiaalredoxtabel

Standaardelektrodepotentialen

Afb. 2Afb. 2 — Standaardelektrodepotentialen V°: hoog (rechts) = sterke oxidator, laag (links) = sterke reductor; de waterstofelektrode is het nulpunt.

Niet elke oxidator is even sterk. De sterkte van een redoxkoppel wordt uitgedrukt met de standaardelektrodepotentiaal V° (in volt), gemeten ten opzichte van de waterstofelektrode (die per definitie 0,00 V is). BINAS ordent de koppels in een tabel op oplopende V° (afbeelding 2). Een koppel met een hoge (positieve) V° bevat een sterke oxidator (fluor, +2,87 V); een koppel met een lage (negatieve) V° bevat een sterke reductor (lithium, −3,04 V).

Met deze tabel voorspel je of een redoxreactie spontaan verloopt. De regel: de sterkste oxidator (hoogste V°) reageert met de sterkste beschikbare reductor (laagste V°). Een reactie verloopt spontaan als de oxidator een hogere V° heeft dan het koppel van de reductor. Zo reageert Cu²⁺ (+0,34 V) wél met Zn (−0,76 V) — de oxidator staat hoger — maar reageert Zn²⁺ niet met Cu.

De positie in de tabel geeft dus in één oogopslag de „drijfkracht” van een reactie. Hoe groter het verschil in V° tussen de twee koppels, hoe sterker de reactie verloopt (en hoe groter de celspanning, zie de volgende paragraaf). Dit maakt de V°-tabel tot een voorspellend gereedschap: je hoeft niet te experimenteren om te weten of twee stoffen zullen reageren.

Let bij het aflezen op de conventie: de tabel geeft de koppels geschreven als reductie (oxidator + elektronen → reductor). De oxidator staat aan de linkerkant, de reductor rechts. Wil je weten of stof A stof B oxideert, zoek dan beide koppels op en vergelijk hun V°. Deze vaardigheid — koppels opzoeken, V° vergelijken, spontaniteit voorspellen — is een terugkerend examenonderdeel.

Uitgewerkt voorbeeld

Reactie voorspellen met V°

Reageert zink met een kopersulfaatoplossing? Gebruik V°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V en V°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V.

Oxidator en reductor
In de oplossing is Cu²⁺ de mogelijke oxidator; het toegevoegde metaal Zn is de mogelijke reductor.
V° vergelijken
De oxidator Cu²⁺ hoort bij +0,34 V, hoger dan het reductorkoppel Zn²⁺/Zn bij −0,76 V.
Conclusie
Omdat de oxidator een hogere V° heeft dan het reductorkoppel, verloopt de reactie spontaan: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

Resultaat: Ja, zink reageert met kopersulfaat: de oxidator Cu²⁺ staat hoger in de tabel dan het koppel Zn²⁺/Zn.

Veelgemaakte fouten

De oxidator en reductor verwisselen bij het aflezen; in de tabel staat de oxidator links, de reductor rechts.
Een reactie spontaan noemen terwijl de oxidator een lagere V° heeft dan het reductorkoppel.

Actieve herhaling

Gebruik de V°-waarden [Zn²⁺/Zn = −0,76 V; Cu²⁺/Cu = +0,34 V] om te voorspellen of zink met een kopersulfaatoplossing reageert. Onderbouw je antwoord.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: BINAS informatieboek — tabel 48 (standaardelektrodepotentialen) (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

De galvanische cel#

Standaardgalvanische celanodekathodecelspanning

Galvanische cel (Daniell)

Afb. 3Afb. 3 — Daniell-cel: de zinkelektrode (anode, −) oxideert, de koperelektrode (kathode, +) reduceert; elektronen lopen door de draad, ionen door de zoutbrug.

In een galvanische cel (batterij) laat je een spontane redoxreactie elektrische stroom leveren door de oxidatie en de reductie ruimtelijk te scheiden (afbeelding 3). Elke halfreactie vindt plaats in een eigen halfcel met een elektrode in een elektrolyt. De elektronen die bij de oxidatie vrijkomen, worden gedwongen via een uitwendige draad naar de andere elektrode te lopen — die elektronenstroom door de draad is de bruikbare elektrische stroom.

De elektrode waar oxidatie plaatsvindt heet de anode; in een galvanische cel is dat de negatieve pool (hier levert het metaal elektronen). De elektrode waar reductie plaatsvindt heet de kathode, de positieve pool. Ezelsbruggetje: oxidatie aan de anode, reductie aan de kathode (beide met dezelfde beginletter-klank in het Nederlands niet, maar wel: An-Ox, Ka-Red). In de klassieke Daniell-cel is de zinkelektrode de anode (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻) en de koperelektrode de kathode (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu).

Een zoutbrug (of poreus schot) verbindt de twee halfcellen en sluit de stroomkring: hij laat ionen door om de ladingsbalans in beide halfcellen te herstellen (anders zou de anodehalfcel positief en de kathodehalfcel negatief opladen en zou de stroom stoppen). De negatieve ionen bewegen naar de anode, de positieve naar de kathode. Zonder deze ionenbrug werkt de cel niet — een detail dat op het examen graag wordt uitgevraagd.

De celspanning (bronspanning) onder standaardomstandigheden bereken je uit de V°-waarden:

E^0_{\text{cel}} = V^0_{\text{kathode}} - V^0_{\text{anode}}

, oftewel de sterkere oxidator min de zwakkere. Voor de Daniell-cel: 0,34 − (−0,76) = 1,10 V. Een positieve celspanning bevestigt dat de reactie spontaan verloopt; hoe groter het V°-verschil, hoe hoger de spanning. Zo koppelt de tabel uit de vorige paragraaf direct aan de meetbare spanning van de batterij.

E^0_{\text{cel}} = V^0_{\text{kathode}} - V^0_{\text{anode}}

Standaardcelspanning

De potentiaal van het reductiekoppel (kathode) min die van het oxidatiekoppel (anode); positief bij een spontane reactie.

Uitgewerkt voorbeeld

Celspanning van de Daniell-cel

Bereken de standaardcelspanning van een zink-koper-cel en geef aan welke elektrode de anode is. V°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V, V°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V.

Kathode en anode bepalen
De sterkste oxidator (hoogste V°) reduceert aan de kathode: Cu²⁺ (+0,34 V). Zink oxideert aan de anode (−0,76 V).
Formule invullen
E°cel = V°(kathode) − V°(anode) = 0,34 − (−0,76).
$E^0_{\text{cel}} = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\ \mathrm{V}$
Controle
De spanning is positief (1,10 V), wat bevestigt dat de reactie spontaan verloopt.

Resultaat: De celspanning is 1,10 V; de zinkelektrode is de anode (negatieve pool).

Veelgemaakte fouten

Anode en kathode verwisselen; in een galvanische cel is de anode de negatieve pool (oxidatie), de kathode de positieve (reductie).
De functie van de zoutbrug vergeten; zonder ionentransport valt de ladingsbalans weg en stopt de stroom.

Actieve herhaling

Bereken de standaardcelspanning van een galvanische cel met een zink- en een koperhalfcel [V°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V; V°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V] en geef aan welke elektrode de anode is.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — elektrochemische cellen (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Elektrolyse en toepassingen#

StandaardelektrolyseFaradaycorrosie

Elektrolysecel

Afb. 4Afb. 4 — Elektrolysecel: de spanningsbron drijft de reactie aan; de kathode (−) reduceert, de anode (+) oxideert.

Elektrolyse is het omgekeerde van een galvanische cel: met een uitwendige spanningsbron dwing je een niet-spontane redoxreactie tóch te verlopen (afbeelding 4). De bron pompt elektronen naar de kathode (waar reductie plaatsvindt) en trekt ze weg bij de anode (oxidatie). Let op de polariteitsomkering: bij elektrolyse is de kathode de negatieve pool (aangesloten op de min van de bron) en de anode de positieve — precies andersom dan bij een galvanische cel, maar de definities „reductie aan de kathode, oxidatie aan de anode” blijven gelden.

Elektrolyse is technisch onmisbaar: ze wint reactieve metalen als aluminium en natrium uit hun ertsen/zouten, produceert chloor en natronloog uit pekel, en wordt gebruikt bij het galvaniseren (een metaallaagje aanbrengen) en het zuiveren van koper. Ook de elektrolyse van water tot waterstof en zuurstof — een sleutelproces voor waterstof als energiedrager — hoort hierbij. Welke stoffen aan de elektroden ontstaan, hangt af van de aanwezige ionen en hun redoxsterkte.

De hoeveelheid stof die bij elektrolyse wordt omgezet, hangt via de wet van Faraday samen met de doorgestuurde lading. De lading is

Q = I \cdot t

(stroomsterkte × tijd, in coulomb). Het aantal mol elektronen is

n(e^-) = Q / F

, met de constante van Faraday

F = 9{,}65 \cdot 10^4

C/mol (de lading van één mol elektronen). Uit de halfreactie weet je hoeveel elektronen per omgezet deeltje nodig zijn, en zo bereken je de gevormde massa.

Een verwant fenomeen is corrosie, waarbij een metaal spontaan oxideert onder invloed van zuurstof en vocht (roesten van ijzer). Corrosie is in wezen een ongewenste galvanische reactie; ze wordt bestreden met beschermlagen, met een offeranode (een onedeler metaal zoals zink dat bij voorkeur oxideert) of met kathodische bescherming. Zo verbinden de galvanische cel en de elektrolyse zich met een alledaags en economisch belangrijk probleem.

Q = I\cdot t \qquad n(e^-) = \dfrac{Q}{F} \qquad F = 9{,}65\cdot 10^4\ \mathrm{C/mol}

Wet van Faraday

De lading is stroomsterkte maal tijd; delen door F geeft het aantal mol elektronen, waaruit via de halfreactie de omgezette stof volgt.

Uitgewerkt voorbeeld

Faraday-berekening bij elektrolyse

Bij de elektrolyse van kopersulfaat loopt 2,00 A gedurende 30 minuten. Bereken de massa afgezet koper (M = 63,5 g/mol, F = 9,65·10⁴ C/mol).

Lading berekenen
Q = I·t = 2,00 × (30 × 60) = 2,00 × 1800 = 3,60·10³ C.
Mol elektronen
n(e⁻) = Q/F = 3600 / 96500 = 0,0373 mol.
Mol en massa koper
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, dus n(Cu) = 0,0373/2 = 0,01865 mol; m = 0,01865 × 63,5 = 1,18 g.
$m = \dfrac{3600}{96500}\cdot\dfrac{1}{2}\cdot 63{,}5 = 1{,}18\ \mathrm{g}$

Resultaat: Er wordt ongeveer 1,18 g koper aan de kathode afgezet.

Veelgemaakte fouten

De polariteit van galvanische cel en elektrolyse door elkaar halen; bij elektrolyse is de kathode juist de negatieve pool.
Bij de Faraday-berekening vergeten door het aantal elektronen uit de halfreactie te delen.

Actieve herhaling

Bij de elektrolyse van een kopersulfaatoplossing loopt 2,00 A gedurende 30 minuten. Bereken de massa koper die aan de kathode wordt afgezet (M(Cu) = 63,5 g/mol, F = 9,65·10⁴ C/mol).

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — elektrolyse en Faraday (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Referenties en bronnen

Bronnen

College voor Toetsen en Examens (CvTE)

BINAS informatieboek — tabel 48 (halfreacties)

Redoxreacties en elektrochemie

4 Onderdelen~12 min leestijd4 VaardighedenNiveau Basis 1 · Standaard 3

Redoxreacties en elektrochemie

Kernpunten

Oxidator en reductor aanwijzen

Kernpunten

Reactie voorspellen met V°

Kernpunten

Celspanning van de Daniell-cel

Kernpunten

Faraday-berekening bij elektrolyse

Bronnen

Redoxreacties en elektrochemie

Kernpunten

Oxidator en reductor aanwijzen

Kernpunten

Reactie voorspellen met V°

Kernpunten

Celspanning van de Daniell-cel

Kernpunten

Faraday-berekening bij elektrolyse

Bronnen