# Basiskennis chemie 6/Standaard redoxpotentiaal

Werk in uitvoering. Aan dit artikel wordt voorlopig nog gewerkt. Gelieve het niet te bewerken totdat dit sjabloon is weggehaald.
| Vorige pagina | Inhouds­opgave | Volgende pagina | Index |

### Elektronen naar een atoom of ion toe.

In de vorige paragrafen is aangegeven dat elektronen van het ene deeltje naar het andere kunnen gaan in een redox-reactie. Als reden is daarvoor opgegeven dat een elektron dat in zijn eentje ergens in de buitengebieden van een natrium-atoom zit eigenlijk maar een kernlading van 1+ "ziet". De 10 elektronen in de dichter bij de kern gelegen schillen verstoppen het grootste deel van de kernlading. Niet alleen dat het elektron zo'n lage kernlading "ziet", de afstand is ook nog eens erg groot.
$\mathrm$

### Hoe hard "trekt" een deeltje

In de vorige alinea is een gevoelsmatige verklaring gegeven voor de redox-reactie, maar voor het voorspellen van de reacties werkt dat niet echt. Als je een getal aan elk atoom of ion kunt koppelen dat aangeeft hoe goed het in staat is zijn elektronen vast te houden of af te staan wordt voorspellen van reacties een stuk eenvoudiger. Voor een groot aantal elementen, ionen en verbindingen is vastgesteld hoe makkelijk ze elektronen opnemen. Deze waarden zijn in lijsten verzameld met de naam: Standaard Redoxpotentiaal of Standaard Elektrodepotentiaal. De eenheid voor de getallen is de Volt. Voor natrium is deze waarde vastgesteld op -2,71 Volt, die voor chloor op +1,36 en die voor fluor op +2,87.<r>
$\mathrm$

### Halfreactie

Hierboven is al een beetje aangegeven dat het vanuit natrium gezien niet zo veel uitmaakt of er een chloor- of een fluor-atoom aan het elektron trekt. In beide gevallen verloopt voor het natrium-atoom de reactie:
       ${\ce {Na^{0}\ ->\ Na^{+}\ +\ e^{-}}}$
Maar: een elektron zit altijd aan een atoom of ion gebonden. De reactie hierboven is dus maar de helft van de eigenlijke reactie. Bij de bespreking van de vorming van oxides is eengegeven dat dergelijke reacties halfreacties heten.
$\mathrm$

### Oxidator en reductor

Met de volgende reactie als voorbeeld kun je een aantal belangrijke begrippen in de redoxreacties aangeven:
       ${\ce {4Fe\ +\ 3O2\ \longrightarrow \ 2Fe2O3}}$
Zuurstof is in deze reactie de oxidator. Het woord is afkomstig van de deftige voor zuurstof: "oxygenium". Het was de eerste stof die herkend werd zich zo te gedragen. Zuurstof krijgt tijdens deze reactie een aantal elektronen. IJzer is in deze reactie de reductor. Deze naam is afgeleid van "reductie", vermindering. De naam is eigenlijk geleend van de stof die in staat was de massa van een erts te verminderen, waardoor het metaal vrij komt. IJzer wordt in de reactie hierboven geoxideerd door de oxidator. Op dezelfde manier denkend kun je zeggen: zuurstof wordt gereduceerd door de reductor.

### Hele reacties

Het gebruik van halfreacties heeft een heel belangrijk voordeel. Dat zit al een beetje verborgen in "vanuit natrium gezien niet zo veel uitmaakt" in de vorige alinea. De halfreactie van natrium verloopt steeds op precies dezelfde manier, los van de vraag waar het elektron naar toe gaat. Je hoeft nu niet meer uit te proberen of een redoxreactie wel of niet verloopt/ Je kunt kijken waar het elektron "liever" zit: op de plek waar het al is, of op de plek waar het naartoe kan. Als de E$^o$-waarde waar het elektron naar toe kan groter is dan waar het zit zal het elektron verhuizen en treedt er een reactie op. In onderstaande lijst zijn een aantal voorbeelden van redoxreacties via de redoxpotentialen uitgewerkt. De gebruikte E$^o$-waarden zijn afkomstig uit deze tabel.
| Oxidator | Oxidator | Oxidator | Reductor | Reductor | Reductor | ${\ce {E^{o}_{ox}{-}E^{o}_{red}\ (V)}}$ | Reactie | Reactie |
| Naam | Symbool | ${\ce {E^{o}\ (V)}}$ | Naam | Symbool | ${\ce {E^{o}\ (V)}}$ | ${\ce {E^{o}_{ox}{-}E^{o}_{red}\ (V)}}$ | Reactie | Reactie |
| Zuurstof | ${\ce {O2}}$ | 1,23 | Koper | ${\ce {Cu}}$ | 0,34 | + 0,89 | Verloopt | ${\ce {2Cu\ +\ O2\ \longrightarrow \ 2CuO}}$ |
| Broom | ${\ce {Br2}}$ | 1,07 | Jodide | ${\ce {I^{-}}}$ | 0,54 | + 0,53 | Verloopt | ${\ce {2I^{-}\ +\ Br2\ \longrightarrow \ I2\ +\ 2Br^{-}}}$ |
| Broom | ${\ce {Br2}}$ | 1,07 | Jodide | ${\ce {Cl^{-}}}$ | 1,36 | - 0,29 | Verloopt niet | $^{[Zie*]}$ |
| IJzer | ${\ce {Fe^{3+}}}$ | - 0,04 | Aluminium | ${\ce {Al^{0}}}$ | -1,66 | + 1,62 | Verloopt | ${\ce {Fe^{3+}\ +\ Al^{0}\ \longrightarrow \ Fe^{0}\ +\ Al^{3+}}}$$^{[Zie**]}$ |
${\ce {Al^{0}}}$
${\ce {Fe^{0}}}$

### Regel

In de voorbeelden zie je duidelijk dat elektronen altijd naar de reactant gaan (of blijven) met de hoogste E°-waarde. De regel die hieruit af te leiden valt is:
${\ce {E_{oxidator}^{0}\ -\ E_{reductor}^{0}\ >\ 0}}$
${\ce {E_{ox}^{0}\ -\ E_{red}^{0}\ >\ 0}}$

### Probleem

Geef, op basis van de standaarredoxpotentialen, aan of onderstaande reactie wel of niet zal verlopen:
       ${\ce {2Fe^{2+}\ +\ Sn^{4+}\ \longrightarrow \ 2Fe^{3+}\ +\ Sn^{2+}}}$
Voordat je hier iets over kunt zeggen, moet je eerst vaststellen welk deeltje de oxidator en welk deeltje de reductor is.
* Kijk je naar ijzer, dan verandert de lading tijdens de reactie van 2+ naar 3+. IJzer heeft dus een elektron afgestaan en is dus de reductor.
* Kijk je naar tin, dan verandert de lading van het ion van 4+ naar 2+. Tin heeft elektronen opgenomen en is dus de oxidator.
IJzer en tin zijn lastige elementen in redoxtabellen, omdat ze beide meerdere valenties kunnen hebben. In principe zijn overgangen tussen alle valenties mogelijk. Voor de oxidator tin vind je in deze tabel of BINAS tabel 48:
    Oxidator Reductor Halfreactie Standaardelektrodepotentiaal (V) Tin(+2) Tin(+0) ${\ce {Sn^{2+}\ +\ 2e^{-}\ ->\ Sn_{(s)}}}$ −0,14 Tin(+4) Tin(+2) ${\ce {Sn^{4+}\ +\ 2e^{-}\ ->\ Sn^{2+}}}$ 0,15
Tijdens de reactie verandert de lading van het tin-ion van 4+ naar 2+. Dat is de verandering die bij de tweede reactie hoort. Voor ${\ce {E^{0}_{ox}}}$ moet je dus de ${\ce {E^{0}}}$-waarde gebruiken die bij deze reactie hoort: ${\ce {E_{ox}^{0}\ =\ E_{Sn^{4+}->Sn^{2+}}^{0}\ =\ 0,15Volt}}$. Voor de reductor ijzer vind je:
    Oxidator Reductor Halfreactie Standaardelektrodepotentiaal (V) IJzer(+2) IJzer(+0) ${\ce {Fe^{2+}\ +\ 2e^{-}\ ->\ Fe_{(s)}}}$ −0,41 IJzer(+3) IJzer(+0) ${\ce {Fe^{3+}\ +\ 3e^{-}\ ->\ Fe_{(s)}}}$ −0,04 IJzer(+3) IJzer(+2) ${\ce {Fe^{3+}\ +\ e^{-}\ ->\ Fe^{2+}}}$ 0,77
${\ce {E^{0}_{red}}}$
${\ce {E^{0}_{Fe^{3+}-> Fe^{2+}}}}$
${\ce {E_{red}^{0}\ =\ E_{Fe^{3+}->Fe^{2+}}^{0}\ =\ 0,77\ Volt}}$
Je kunt nu controleren of ${\ce {E_{ox}^{0}\ -\ E_{red}^{0}\ >\ 0}}$ waar is door de getallen in te vullen:
       ${\ce {E_{ox}^{0}\ -\ E_{red}^{0}\ >\ 0\ \Longrightarrow }}$
       ${\ce {0,15\ -\ 0,77\ =\ -0,62\ Volt\ >\ 0}}$

### Koper(I) en broom

De reactie van koper(I) met broom kan geschreven worden als:
       ${\ce {2Cu^{+}\ +\ Br2\ \longrightarrow \ 2Cu^{2+}\ +\ 2Br^{-}}}$
Op dezelfde manier als hierboven vind je:
       ${\ce {E_{ox}^{0}\ =\ E_{Br2->2Br^{-}}^{0}\ =\ 1,07\ Volt}}$
       ${\ce {E_{red}^{0}\ =\ E_{Cu^{2+}->Cu^{+}}^{0}\ =\ 0,16\ Volt}}$
Invullen geeft nu:
       ${\ce {E_{ox}^{0}\ -\ E_{red}^{0}\ >\ 0\ \Longrightarrow \ 1,07\ -\ 0,16\ =\ 0,91\ Volt\ >\ 0}}$
${\ce {E^{0}_{ox}}}$
${\ce {E^{0}_{red}}}$
| Vorige pagina | Inhouds­opgave | Volgende pagina | Index |