Redoxreacties: oxidator, reductor en halfreacties

Het overzicht van reactietypen noemt redox als een van de vijf grote categorieën. Dit artikel gaat verder: hoe je een redoxreactie ontleedt in halfreacties, hoe je voorspelt óf een reactie verloopt, en hoe hetzelfde principe een batterij laat werken en aluminium uit erts haalt.

Elektronenoverdracht: wat er echt gebeurt

Zet een zinken staafje in een blauwe oplossing van kopersulfaat. Binnen enkele minuten verschijnt er een roodbruin laagje koper op het zink, en na een tijd verbleekt de blauwe kleur. Wat er op deeltjesniveau gebeurt: zinkatomen geven elk twee elektronen af en gaan als Zn²⁺-ionen in oplossing; Cu²⁺-ionen (die de blauwe kleur geven) nemen die elektronen op en slaan neer als koperatomen.

De elektronen verschijnen nooit in de totaalvergelijking: wat de ene stof afstaat, neemt de andere precies op. Dat is ook de controle: de totale lading links (0 + 2+ = 2+) is gelijk aan die rechts (2+ + 0 = 2+).

Oxidator, reductor, oxidatie en reductie

Het verwarrende is dat de oxidator zelf gereduceerd wordt: hij veroorzaakt de oxidatie van de ander. Een handig geheugensteuntje: de Oxidator Ontvangt elektronen. Het woord ‘oxidatie’ komt van zuurstof, omdat O₂ de klassieke oxidator is, maar een redoxreactie hoeft geen zuurstof te bevatten, zoals het voorbeeld met zink en koper laat zien. Omgekeerd is elke verbranding wél een redoxreactie, en ook de cellulaire ademhaling in je cellen is in wezen een beheerste, stapsgewijze redoxreactie van glucose met zuurstof.

Halfreacties combineren tot een totaalreactie

Het recept is steeds hetzelfde:

1. Bepaal welk deeltje de oxidator is en welk de reductor.
2. Schrijf van beide de halfreactie op (of zoek ze op in de tabel).
3. Vermenigvuldig de halfreacties zo, dat het aantal elektronen gelijk wordt (kleinste gemeenschappelijke veelvoud).
4. Tel ze op, streep de elektronen weg en controleer atomen en lading.

Voorbeeld 1 — magnesium in zoutzuur. Magnesium bruist hevig in zoutzuur; het gas is waterstof. De oxidator is H⁺ (het Cl⁻-ion is tribune-ion).

Hoeveel waterstof dat oplevert als een van beide opraakt, reken je uit bij rekenen met de mol.

Voorbeeld 2 — ongelijk aantal elektronen: aluminium in kopersulfaat. Al staat 3 elektronen af, Cu²⁺ neemt er 2 op. Het kleinste gemeenschappelijke veelvoud is 6:

Controle lading: links 3 × 2+ = 6+, rechts 2 × 3+ = 6+ ✓. Deze coëfficiënten had je met alleen ‘atomen tellen’ niet gevonden; in redoxvergelijkingen moet naast de atomen ook de lading kloppen.

Voorbeeld 3 — het roesten van ijzer. IJzer roest alleen als er zowel zuurstof als water is. De oxidator is zuurstof in water:

Fe²⁺ en OH⁻ vormen samen Fe(OH)₂, dat door zuurstof verder wordt geoxideerd tot bruinrood Fe(OH)₃ en uiteindelijk tot roest, een wisselend mengsel dat je grofweg als Fe₂O₃ · x H₂O schrijft. De korte vergelijking 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃ is dus een vereenvoudiging van dit hele proces.

Een lastige halfreactie zelf opstellen

Bij ionen met zuurstof (zoals permanganaat MnO₄⁻ of dichromaat Cr₂O₇²⁻) moet je water, H⁺ en elektronen toevoegen. In zuur milieu gaat dat in vier stappen:

1. Maak de atomen anders dan O en H kloppend: MnO₄⁻ → Mn²⁺.
2. Maak O kloppend met H₂O: MnO₄⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O.
3. Maak H kloppend met H⁺: MnO₄⁻ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O.
4. Maak de lading kloppend met elektronen: links 1− + 8+ = 7+, rechts 2+, dus 5 e⁻ links: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O.

Met Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (×5) als reductor wordt de totaalreactie MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O. Lading links: 1− + 8+ + 10+ = 17+; rechts: 2+ + 15+ = 17+ ✓. Deze reactie wordt gebruikt bij titraties: het paarse permanganaat ontkleurt tot het ijzer op is.

Sterke en zwakke oxidatoren: de V⁰-tabel

Niet elke combinatie van een oxidator en een reductor reageert. Koper lost niet op in zoutzuur, magnesium wel. Hoe sterk een oxidator of reductor is, staat in de tabel met standaardelektrodepotentialen V⁰ (in Binas tabel 48). Linksboven staan de sterkste oxidatoren, rechtsonder de sterkste reductoren.

De regel: een reactie verloopt als de oxidator hoger in de tabel staat dan de reductor, dus als V⁰(oxidator) − V⁰(reductor) > 0. Op het Nederlandse examen hanteer je de vuistregel dat de reactie verloopt als dat verschil minstens 0,30 V is.

• Mg + H⁺: 0,00 − (−2,37) = 2,37 V → verloopt heftig.
• Cu + H⁺: 0,00 − 0,34 = −0,34 V → verloopt niet. Daarom is koper geschikt voor waterleidingen en ‘edel’ genoeg voor munten.
• Zn + Cu²⁺: 0,34 − (−0,76) = 1,10 V → verloopt. Omgekeerd zal koper nooit zink uit een zinkoplossing verdringen.

Het patroon volgt uit het periodiek systeem: metalen links (natrium, magnesium) staan hun weinige valentie-elektronen gemakkelijk af en zijn sterke reductoren; niet-metalen rechtsboven (fluor, chloor) trekken elektronen sterk aan en zijn sterke oxidatoren.

De elektrochemische cel: een batterij

In het bekertje met zink en kopersulfaat gaan de elektronen rechtstreeks van zink naar koperionen en komt de energie vrij als warmte. Scheid je de oxidator en de reductor, dan moeten de elektronen via een draad: dat is een elektrochemische cel (galvanische cel). De klassieke Daniell-cel heeft een zinkstaaf in een zinksulfaatoplossing en een koperstaaf in een kopersulfaatoplossing, verbonden door een zoutbrug.

• Negatieve elektrode (−): hier zit de reductor. Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻. De elektronen stromen via de draad naar de andere kant.
• Positieve elektrode (+): hier reageert de oxidator. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.
• Zoutbrug: ionen verplaatsen zich om de oplossingen elektrisch neutraal te houden; zonder zoutbrug stopt de stroom meteen.
• Bronspanning: ΔV = V⁰(oxidator) − V⁰(reductor) = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V onder standaardomstandigheden.

Elke batterij werkt zo. Een alkalinebatterij (zink en mangaandioxide) levert 1,5 V; een lithium-ionaccu ongeveer 3,6 à 3,7 V, omdat lithium de sterkste reductor van alle metalen is. Het vermogen dat een batterij daarmee kan leveren, reken je uit bij elektrische energie en vermogen.

Elektrolyse: een redoxreactie afdwingen

Bij elektrolyse gaat het andersom: een spanningsbron dwingt een redoxreactie die vanzelf niet verloopt. De negatieve elektrode levert elektronen, dus daar reageert de sterkste oxidator die aanwezig is (reductie). Aan de positieve elektrode worden elektronen weggetrokken en reageert de sterkste reductor (oxidatie).

• Water ontleden: 2 H₂O → 2 H₂ + O₂. Theoretisch minimaal 1,23 V; in de praktijk 1,8 à 2 V. Zo wordt ‘groene’ waterstof gemaakt met windstroom.
• Aluminium winnen: aluminiumoxide wordt opgelost in gesmolten kryoliet (ongeveer 960 °C) en geëlektrolyseerd; aan de negatieve elektrode ontstaat Al. Omdat Al³⁺ zo’n zwakke oxidator is (−1,66 V), kost dat veel stroom: ruwweg 13 à 15 kWh per kilo aluminium.
• Een accu opladen: de ontlaadreactie wordt teruggedraaid.
• Verkoperen, verchromen, vergulden: metaalionen slaan neer op het voorwerp aan de negatieve elektrode.

Voorbeeld 4 — hoe lang duurt verkoperen? Je wilt 1,00 g koper neerslaan met een stroom van 0,50 A. n(Cu) = 1,00 / 63,55 = 0,0157 mol; per Cu²⁺ zijn 2 elektronen nodig, dus n(e⁻) = 0,0315 mol. Eén mol elektronen draagt 96 485 C (de constante van Faraday), dus Q = 0,0315 × 96 485 ≈ 3,04 · 10³ C. Met Q = I · t: t = 3,04 · 10³ / 0,50 = 6,1 · 10³ s ≈ 1,7 uur.

Corrosie en bescherming

Roesten is een elektrochemische cel in het klein: op de ene plek van het ijzer wordt Fe geoxideerd, op een andere plek (vaak aan de rand van een waterdruppel, waar veel zuurstof is) wordt O₂ gereduceerd; het water is de ‘zoutbrug’. Zout water geleidt beter, en daarom roest een auto na een winter met gestrooide wegen sneller. Bescherming werkt door de oxidator buiten te houden (verf, een oliefilm) of door er een sterkere reductor naast te zetten: bij verzinken of een zinken ‘offeranode’ op een scheepsromp oxideert het zink (−0,76 V) in plaats van het ijzer (−0,44 V). Meer over roestvrij staal en galvaniseren staat bij metalen en legeringen.

Veelgestelde vragen

Verder lezen