Redoxvergelijkingen opstellen vanaf nul

Als je een redoxreactie uitvoert, kan je op basis van de waarnemingen meestal wel de eindproducten afleiden. Vervolgens kan je dan aan de slag met de begin- en eindproducten om de reactievergelijking op te stellen. In tegenstelling tot andere reacties (zuur-base, neerslag en complexatie) waarbij het voldoende is om naar de juiste voorgetallen te zoeken, vraagt het opstellen van een redoxvergelijking een strikt te volgen stappenplan.

• Redoxreactie: een verandering in elektronendichtheid
• Redoxreactie: een verandering in oxidatiegetal
• Vuistregels voor het bepalen van oxidatiegetallen
• Oxidatie en reductie
• Opstellen van een redoxvergelijking: stappenplan
• 1- Begin- en eindproducten noteren
• 2- Oxidatiegetallen van alle atomen afleiden
• 3- Voorgetallen voor de atomen die van oxidatiegetal veranderen in orde brengen
• 4- Elektronenbalans
• 5- Ladingsbalans
• 6- Massabalans
• 7- Stoffenvergelijking opstellen
• Uitgewerkte voorbeelden

Redoxreactie: een verandering in elektronendichtheid

Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden uitgewisseld. Je kan een redoxvergelijking dan ook herkennen aan de veranderde elektronendichtheid rond de atomen welke betrokken zijn in de reactie.

Uit natrium(Na) en chloorgas(Cl₂) kan keukenzout (NaCl) worden gemaakt.
Keukenzout is opgebouwd uit een rooster met Na⁺-ionen en Cl^--ionen. Voor de reactie had natrium 1 valentie-elektron en had elk chlooratoom 3 vrije elektronenpaar en de helft van een bindend doublet. Na de reactie is natrium zijn valentie-elektron kwijt aan een chlooratoom. De elektronendichtheid rond de betrokken atomen is dus duidelijk gewijzigd. Er is hier zelfs een volledige elektronenoverdracht gebeurd. Dit is dus een heel duidelijk voorbeeld van een redoxreactie.

Bij de reactie tussen zwavelig zuur (H₂SO₃) en zuurstofgas(O₂) wordt er zwavelzuur (H₂SO₄) gevormd.
Voor de reactie is het zwavelatoom in het bezit van een vrij doublet. Tijdens de reactie gebruikt zwavel dit doublet om de binding met een zuurstofatoom te vormen. Omdat de elektronegatieve waarde van zwavel kleiner is dan die van zuurstof, zal zuurstof harder aan dat doublet trekken in vergelijking met zwavel. Dus terwijl zwavel in zwavelig zuur volledig bezit had over het vrije doublet, is het zwavelatoom in zwavelzuur dit elektronenpaar voor meer dan 50% kwijt aan zuurstof. De zuurstofatomen in zuurstofgas hebben allebei twee vrije doubletten. De vier bindende elektronen zijn voor 50% van het ene en voor 50% van het andere zuurstofatoom. In zwavelzuur echter hebben deze zuurstofatomen niet alleen controle over deze zes elektronen. Ze krijgen voor meer dan 50% ook nog bezit over het doublet van zwavel. Deze reactie gaat niet gepaard met een volledige elektronenoverdracht. De elektronenoverdracht is wel meer dan 50% wat maakt dat we hier ook te maken hebben met een redoxreactie.

Redoxreactie: een verandering in oxidatiegetal

Een verandering in de elektronendichtheid rond een atoom komt neer op een verandering in het oxidatiegetal van dit atoom. Het oxidatiegetal van een atoom is het getal dat weergeeft over hoeveel elektronen een atoom meer (negatief oxidatiegetal) of minder (positief oxidatiegetal) beschikt dan in ongebonden toestand rekening houdend met de elektronegatieve waarde van het betrokken atoom. Een redoxreactie is dus een reactie die gepaard gaat met veranderingen van oxidatiegetallen.

Na is als vrij atoom niet gebonden en heeft dus oxidatiegetal 0. Een chlooratoom heeft 7 valentie-elektronen en ook in chloorgas heeft het bezit over 7 elektronen, nl. de 3 vrije doubletten en één bindingselektron. Ook chloor heeft voor de reactie dus oxidatiegetal 0. Tijdens de reactie geeft Na zijn valentie-elektron af en krijgt het dus oxidatiegetal +I. De twee chlooratomen gaan uit elkaar met een gelijke verdeling van de elektronen en nemen vervolgens elk een valentie-elektron van een natriumatoom op. De gevormde chloor-ionen krijgen dus oxidatiegetal –I.

Zwavel in zwavelig zuur heeft maar de volledige controle over het vrije doublet. Zwavel heeft in deze verbinding dus oxidatiegetal +IV. Omdat in zwavelzuur het zwavelatoom dit doublet bijna volledig kwijt is aan het bijgekomen zuurstofatoom, stijgt zijn oxidatiegetal naar +VI. Zowel in zwavelzuur als in zwavelig zuur hebben de zuurstofatomen allen de controle over acht elektronen want hen een oxidatiegetal van –II geeft. In zuurstofgas is het oxidatiegetal van de zuurstoffen gelijk aan 0, dit omdat de bindende elektronen hier gelijk worden verdeeld over beide zuurstofatomen. Deze zuurstofatomen veranderen dus van oxidatiegetal tijdens de reactie.

Vuistregels voor het bepalen van oxidatiegetallen

De afleiding van de oxidatiegetallen op basis van de Lewisstructuurformule is een omslachtige methode. In de meeste gevallen kan de afleiding worden vereenvoudigd door volgende vuistregels toe te passen.


Voorbeelden
H₂SO₄
Dit is een neutraal molecule, dus: 2.OG(H) + OG(S) + 4.OG(O) = 0
met

• OG(H) = +I
• OG(O) = -II

→ OG(S) = 0 - 4.(-II) - 2.(+I) = +VI

SO₃^2-
Dit is een tweewaardig negatief ion, dus: OG(S) + 3.OG(O) = -2
met:

• OG(O) = -II

→ OG(S) = -2 - 3.(-II) = +IV

Oxidatie en reductie

Oxidatie is de toename van de oxidatietrap van een atoom in een verbinding. Dit komt neer op een afname van het aantal valentie-elektronen die aan het atoom in de verbinding worden toegekend. De verbinding die een oxidatie teweegbrengt, noemt men oxidator De verbinding die geoxideerd wordt, is de reductor.

Reductie is een afname van de oxidatietrap van een atoom in een verbinding. Dit komt neer op een toename van het aantal valentie-elektronen die aan het atoom in de verbinding worden toegekend. De verbinding die een reductie teweegbrengt, noemt men een reductor. De verbinding die gereduceerd wordt, is de oxidator.

Opstellen van een redoxvergelijking: stappenplan

1- Begin- en eindproducten noteren

Begin met het noteren van de reactievergelijking met voor de pijl de reagentia en na de pijl de eindproducten. De eindproducten kunnen worden afgeleid uit de waarnemingen bij de reactie. Indien je een reactie hebt vertrekkende van 1 stof of eindigend met 1 stof, dan schrijf je deze stof twee keer in deze basisvergelijking. Bijvoorbeeld: Cl^- + ClO^- → Cl₂ wordt Cl^- + ClO^- → Cl₂ + Cl₂

2- Oxidatiegetallen van alle atomen afleiden

Schrijf onder elk atoom in de beginvergelijking het oxidatiegetal van dat atoom. Het volstaat in de meeste gevallen om de boven vernoemde vuistregels te gebruiken.

3- Voorgetallen voor de atomen die van oxidatiegetal veranderen in orde brengen

Duid de atomen aan die voor en na de reactie een andere oxidatiegetal hebben. Zorg ervoor dat er van deze atomen evenveel atomen voor als na aanwezig zijn. Bijvoorbeeld: Cl^- + ClO^- → Cl₂ + Cl₂ wordt 2Cl^- + 2ClO^- → Cl₂ + Cl₂

4- Elektronenbalans

Er kunnen geen elektronen uit het niets verschijnen en ook niet in het niets verdwijnen. Concreet wil dit zeggen dat er evenveel elektronen moeten worden afgegeven als er moeten worden opgenomen. Je dient dus het juiste aantal oxidatormoleculen te laten reageren met het juiste aantal reductormoleculen.

5- Ladingsbalans

Er moeten voor en na de reactie evenveel ladingen aanwezig zijn. Hoe de ladingsbalans moet worden in orde gebracht, hangt af van zuurtegraad van het reactiemilieu. In zuur milieu worden ladingen in balans gebracht door toevoeging van H⁺-ionen. In basisch milieu dient de ladingsbalans in orde te worden gebracht met OH^--ionen.

6- Massabalans

Ten slotte moet er nog gecontroleerd worden of het aantal waterstof(H)- en zuurstofatomen(O) voor en na gelijk is. De massabalans wordt in orde gebracht door toevoeging van watermoleculen(H₂O).

7- Stoffenvergelijking opstellen

Na de massabalans heb je de deeltjesvergelijking verkregen. Deze deeltjesvergelijking bevat over het algemeen ook ionen. We kunnen de deeltjesvergelijking nog omzetten naar de stoffenvergelijking. Hiervoor worden de tegenionen toegevoegd. Deze tegenionen ken je uit de beginproducten.

Uitgewerkte voorbeelden

Als je oplossing van kaliumpermanganaat(KMnO₄) laat reageren met natriumsulfiet(Na₂SO₃), zal je een bruine neerslag verkrijgen. Deze bruine neerslag wijst op de vorming van mangaandioxide(MnO₂). Verder worden er ook sulfaationen(SO₄^2-) gevormd en wordt er een stijging van de pH gemeten.

Oxidatiegetallen De atomen die van oxidatiegetal veranderen zijn mangaan(Mn) en zwavel(S). Zowel voor als na de reactie is er van beide atomen 1 atoom aanwezig. Er hoeft dus geen aanpassing te gebeuren.

Elektronenbalans Omdat het oxidatiegetal van Mn afneemt in deze reactie, weet je dat het permanganaat-ion de oxidator is. Het oxidatiegetal van zwavel neemt toe wat maakt dat het sulfiet-ion de reductor is. Het permanganaat-ion moet 3 elektronen opnemen voor de omzetting naar mangaandioxide. Het sulfiet-ion geeft twee elektronen af voor de omzetting naar SO₄^2-. Om het aantal opgenomen elektronen gelijk te maken aan het aantal afgegeven elektronen moeten er dus 2 permanganaationen reageren met 3 sulfietionen.

Ladingsbalans

Voorlopige vergelijking: 2MnO₄^- + 3SO₃^2- → 2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^-


Massabalans

Voorlopige vergelijking: H₂O + 2MnO₄^- + 3SO₃^2- → 2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^-

Stoffenvergelijking
Je bent uitgegaan van kaliumpermanganaat en natriumsulfiet. Aan de 2 MnO₄^--ionen moeten dus 2 K⁺-ionen worden geplakt en de 3SO₃^2--ionen moeten worden gecombineerd met 6 Na⁺-ionen. Deze K⁺- en Na⁺-ionen moeten dan uiteraard ook bij de eindproducten worden toegevoegd. Daar kunnen deze positieve ionen gecombineerd worden met de gevormde SO₄^2-- en OH^--ionen.

Eindvergelijking: H₂O + 2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ -> 2MnO₂ + 3Na2SO₄ + 2KOH


Als je een brokje kopermetaal in een salpeterzuur(HNO₃)-oplossing brengt, kleurt de oplossing groen en ontsnappen er gele dampen. Nadat de gele dampen zijn ontsnapt, kleurt de oplossing blauw. De gele dampen zijn NO₂-moleculen en de blauwe kleur wijst op Cu²⁺-ionen.

Oxidatiegetallen De atomen die van oxidatiegetal veranderen zijn koper(Cu) en stikstof(N). Zowel voor als na de reactie is er van beide atomen 1 atoom aanwezig. Hiervoor dienen dus geen wijzigingen te worden doorgevoerd.

Elektronenbalans Omdat het oxidatiegetal van N afneemt in deze reactie, weet je dat salpeterzuur de oxidator. Het oxidatiegetal van Cu neemt toe wat maakt dat dit de reductor is. Salpeterzuur moet 1 elektron opnemen voor de omzetting naar NO₂. Cu geeft twee elektronen af om Cu²⁺ te vormen. Om het aantal opgenomen elektronen gelijk te maken aan het aantal afgegeven elektronen moeten er dus 2 salpeterzuurmoleculen reageren met 1 atoom Cu.

Ladingsbalans

Voorlopige vergelijking: Cu + 2HNO₃ + 2H⁺ → Cu²⁺ + 2NO₂

Massabalans

Voorlopige vergelijking: Cu + 2HNO₃ + 2H⁺ → Cu²⁺ + 2NO₂ + H₂O

Stoffenvergelijking
Je bent uitgegaan van koper en salpeterzuur. Met de twee extra H⁺ moet je dus extra salpeterzuur maken. Je dient voor de pijl dus 2 NO₃^- bij te voegen. Wat je vooraan toevoegt, moet je ook achteraan toevoegen. De twee toegevoegde NO₃^--ionen kunnen daar combineren met het Cu²⁺-ion ter vorming van kopernitraat.

Eindvergelijking: Cu + 2HNO₃ + 2HNO₃ → CuNO₃ + 2NO₂ + H₂O


Als je SO₂-gas door een met zwavelzuur(H₂SO₄) aangezuurde kaliumdichromaat(K₂Cr₂O₇)-oplossing laat borrelen, kleurt de oplossing groen. De groene kleur wijst op de vorming van het Cr³⁺-ion. Verder worden er ook sulfaationen gevormd.

Oxidatiegetallen De atomen die van oxidatiegetal veranderen zijn zwavel(S) en chroom(Cr). Van S is er zowel voor als na 1 atoom aanwezig. Voor chroom is het aantal voor en na nog niet gelijk en moet je dus een 2 voor Cr³⁺ zetten.

Elektronenbalans Omdat het oxidatiegetal van zwavel(S) toeneemt in deze reactie, weten we dat SO₂ de reductor is. Het oxidatiegetal van chroom(Cr) neemt af wat wat maakt dat het dichromaat-ion de oxidator is.
SO₂ geeft 2 elektronen af om SO₄^2- te vormen. Cr₂O₇^2- neemt in totaal 6 elektronen op om de twee Cr³⁺-ionen te vormen. Je hebt dus 3 moleculen SO₂ nodig om te reageren met Cr₂O₇^2-.

Ladingsbalans

Voorlopige vergelijking: 3SO₂ + Cr₂O₇^2- + 2H⁺ -> 2Cr³⁺ + 3SO₄^2-

Massabalans

Voorlopige vergelijking: 3SO₂ + Cr₂O₇^2- + 2H⁺ → 2Cr³+ 3SO₄^2- + H₂O

Stoffenvergelijking
Je hebt met zwavelzuur aangezuurde kaliumdichromaat gebruikt. Je moet dus 2 K⁺-ionen en 1 SO₄^2--ionen toevoegen, zowel voor als na.

Eindvergelijking: 3SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H2SO4 → Cr₂SO₄ + 3K₂SO₄ + H₂O


Als je natriumhypochloriet(NaClO) en zoutzuur(HCl) samenbrengt, ontstaan er sterk ruikende chloordampen(Cl₂). Daar we hier maar 1 eindproduct hebben, schrijven we om te beginnen twee Cl₂-moleculen na de pijl.

Oxidatiegetallen De chlooratomen uit HCl en NaClO veranderen van oxidatiegetal. Omdat we na de pijl 4 chlooratomen hebben en voor de pijl slechts 2, zetten we om te beginnen een 2 voor Cl^- en een 2 voor ClO^-.

Elektronenbalans Omdat het oxidatiegetal van chloor(Cl) in Cl^- toeneemt in deze reactie, weten we dat Cl^- de reductor is. Het oxidatiegetal van Cl in ClO^- neemt af wat wat maakt dat het ClO^- de oxidator is.
De twee Cl^--ionen geven in totaal 2 elektronen af en beide ClO^--ionen nemen er twee op. De elektronenbalans is dus in orde.

Ladingsbalans

Voorlopige vergelijking: 2Cl^- + 2ClO^- + 4H⁺ -> 2Cl₂

Massabalans

Voorlopige vergelijking: 2Cl^- + 2ClO^- + 4H⁺ -> 2Cl₂ + 2H₂O

Stoffenvergelijking
Je bent vertrokken van HCl en NaClO. Je moet dus voor 2 extra Cl^- toevoegen en 2Na⁺. Uiteraard moet je hetzelfde ook weer na de pijl toevoegen.

Eindvergelijking: 4HCl + 2NaClO -> 2Cl₂ + 2H₂O + 2NaCl