redoxreacties

[Daantje_0705]

Wij zijn met scheikunde bezig met het behandelen van redoxreacties en op zich snap ik wel wat het inhoudt, namelijk dat er elektronen worden uitgewisseld maar ik vind het lastig om te vinden wat de oxidator is en wat de reductor dus als iemand daar nog handige foefjes voor heeft zijn ze van harte welkom.

Verder snap ik de hele theorie van Kossel niet over het maken van reactievergelijkingen van redoxreacties, kan iemand dat voor me uitleggen?

Alvast heel erg bedankt,

Groetjes Dana

[mrs me]

tip: kijk in binas! daar kun je vaak dan wel wijs uit worden. ik weet zo de tabel niet meer, maar staat wel in register.

verder:
het was volgens mij ook zo dat bij 1 van de 2 vaak losse h+ ionen voorkwamen?! check dit wel ff, want volgens mij gaat het niet altijd op

[Daantje_0705]

mrs me schreef op 25-09-2003 @ 20:39:
tip: kijk in binas! daar kun je vaak dan wel wijs uit worden. ik weet zo de tabel niet meer, maar staat wel in register.

verder:
het was volgens mij ook zo dat bij 1 van de 2 vaak losse h+ ionen voorkwamen?! check dit wel ff, want volgens mij gaat het niet altijd op

Ja, tis tabel 48 in binas maar dan nog begrijp ik het niet heel erg goed. Het klopt idd dat er losse H+ ionen voorkomen maar juist dat maakt het mede onduidelijk voor me.

Voorbeeld:

Je hebt een oplossing met Cu²⁺ ionen erin en er staat een lithium-staafje in (bestaat daar een staafje van? nou ja er zit iig Li (s) in).

Je kijkt in tabel 48.

Je ziet dat Cu²⁺ een redelijke oxidator is.
Op de rechterbladzijde staat Li (s) als reductor.

De reductor staat onder de oxidator in de tabel, dus de reactie verloopt. Dit is een voorwaarde.

Je schrijft de halfreactie van Cu²⁺ en van Li (s) onder elkaar:

Cu²⁺ + 2 e^- = Cu (s)

Li (s) = Li⁺ + e^-

Eerst ff gelijk maken, want je ziet dat je bij de bovenste 2 elektronen nodig hebt en er bij de onderste maar 1tje uitkomt.
Je hebt dus 2 Li (s) nodig.

Dus:

Cu²⁺ + 2 e^- = Cu (s)

2 Li (s) = 2 Li⁺ + 2 e^-

Tel deze reacties op, dus gewoon wat bij beide reacties voor de = staat ervoor schrijven en wat erachter staat erachter.

Cu²⁺ + 2 e^- + 2 Li (s) = Cu (s) + 2 Li⁺ + 2 e^-

Nu mag je wat er aan beide kanten staat wegstrepen.. aan beide kanten staan 2 elektronen, dus die haal je weg.

Cu²⁺ + 2 Li (s) = Cu (s) + 2 Li⁺

En over die H⁺, wanneer je een zuur milieu hebt, dit staat dan aangegeven in de opgave, moet je zorgen dat je een halfreactie vindt waar die H⁺ ook bij staat.
Vaak staat dezelfde halfreactie er met en zonder H⁺ in, dus daar moet je dan ff goed op letten, dat je de goeie neemt.

Ik heb nog wel een handig trucje wat ik zelf altijd gebruikte bij de elektrochemische cel. Daar kun je behoorlijk in de war raken of de + of - pool nou de oxidator of reductor heeft.
Het eerste wat je bij zo'n opgave dan moet opschrijven is:
+ OX
- RED

En daarachter gewoon de oxidators en reductors die je vindt. Later zie je dan nog wel wat er wel of niet reageert, maar als je dat iig opschrijft kun je iig met die + en - pool nooit in de war raken.

Ik hoop dat ik je een beetje heb geholpen..
Anders hoor ik het wel. Ik vind het namelijk leuk om hier verhalen over te typen

xx

Ohja en hoe je het kunt weten.. je weet bijv. dat Na (s) 1 elektron in de buitenste schil heeft, die hij kwijt kan raken om zo de edelgasconfiguratie te bereiken.

Na (s) is dus een reductor, hij kan 1 elektron afstaan.
Omgekeerd is Na⁺ dan natuurlijk weer een oxidator, deze kan dat ene elektron weer opnemen.

Enz.

Alleen bij ingewikkeldere halfreacties is het wat moeilijker, maar je moet het ook helemaal niet uit je hoofd willen doen, das zonde van je tijd. Gewoon opzoeken.

[Daantje_0705]

Heej,

Ontzettend bedankt voor je uitleg, ik ga het dit weekend nog eens goed doorlezen en dan kijken of ik de opgaven wel snap, als dan blijkt dat ik iets nog niet goed snap dan hoor je het wel weer.

Maar alvast heel erg bedankt!

Groetjes Dana

[teddybeer1983]

Om het even makkelijk te maken (dat is het niet namelijk, vooral de naamgeving is verwarrend),

De oxidator wordt gereduceerd doordat het molecuul electronen opneemt word de lading negatiever, of minder positief.
De reductor wordt geoxideerd doordat het molecuul electronen afstaat, waardoor de lading positiever of minder negatief wordt.

Dus in BINAS, bijv H2O2 + 2e- --> 2 OH-, dit is de reductie van H2O2.

2 OH- --> H2O2 +2e-, dit is de oxidatie van OH-

[no-name]

het is een RedOx reactie de ionen gaan dus van de RED naar de OXidator!!!

[teddybeer1983]

no-name schreef op 05-10-2003 @ 14:10:
het is een RedOx reactie de ionen gaan dus van de RED naar de OXidator!!!

Als je denkt dat mijn uitleg foutief was wat betreft naamgeving dan heb je het wel mooi bij het verkeerde eind.

Nog ff een kleine toevoeging.
Als je in Binas 48 staat kan de reactie all1 verlopen als de reductor onder de oxidator staat.
Verder zijn metalen (als het geen hele metaalreactie is) meestal reductors.

[Rabbi Daniel]

Alicia Silverstone schreef op 25-09-2003 @ 22:51:
Ohja en hoe je het kunt weten.. je weet bijv. dat Na (s) 1 elektron in de buitenste schil heeft, die hij kwijt kan raken om zo de edelgasconfiguratie te bereiken.

Na (s) is dus een reductor, hij kan 1 elektron afstaan.
Omgekeerd is Na⁺ dan natuurlijk weer een oxidator, deze kan dat ene elektron weer opnemen.

Enz.

Alleen bij ingewikkeldere halfreacties is het wat moeilijker, maar je moet het ook helemaal niet uit je hoofd willen doen, das zonde van je tijd. Gewoon opzoeken.

Oh wow, nu begrijp ik opeens precies de les waar ik nu mee bezig ben.

Ik hou van je!

Fleet Admiral schreef op 07-10-2003 @ 21:08:
Oh wow, nu begrijp ik opeens precies de les waar ik nu mee bezig ben.

Ik hou van je!

omg

Nou graag gedaan hoor.

[blablalou]

hallo AS,

goede uitleg... maar het Li zal waarschijnlijk met water reageren.... waarom niet Zn genomen?

Let op: het handige trucje geldt alleen bij een elektrochemische cel
Voor het elektrolyse vat met anode en kathode moet je + en - verwisselen!!!!!

Hier ook een site waar het hele redoxverhaal fraai wordt uitgelegd...

blablalou schreef op 12-10-2003 @ 11:04:
hallo AS,

goede uitleg... maar het Li zal waarschijnlijk met water reageren.... waarom niet Zn genomen?

Let op: het handige trucje geldt alleen bij een elektrochemische cel
Voor het elektrolyse vat met anode en kathode moet je + en - verwisselen!!!!!

Hier ook een site waar het hele redoxverhaal fraai wordt uitgelegd...

wij hadden geleerd om alle reductoren en alle oxidatoren (dus inclusief water, zowel bij OX als bij RED) die in het spel waren in een tabel te zetten op sterkte en dan de sterkste oxidator en sterkste reductor nemen

[blablalou]

hallo F..B,

Meestal geeft deze aanpak ook de juiste oplossing.

Maar....
Je kent misschien ook de vergelijking van Nerst die zegt dat de redoxpotentaal concentratie-afhankelijk is.
(Je neemt dus aan dat []'s gelijk zijn)

Een ander addertje het gras is de overspanning waardoor een voor de hand liggende halfreactie geblokkeerd wordt!
(Hierdoor dankt bijv de loodaccu zijn bestaan.
De elektrolyse van zoutzuur zou volgens Binas H2 en O2 moeten opleveren.)

blablalou schreef op 12-10-2003 @ 16:12:
hallo F..B,

Meestal geeft deze aanpak ook de juiste oplossing.

Maar....
Je kent misschien ook de vergelijking van Nerst die zegt dat de redoxpotentaal concentratie-afhankelijk is.
(Je neemt dus aan dat []'s gelijk zijn)

Een ander addertje het gras is de overspanning waardoor een voor de hand liggende halfreactie geblokkeerd wordt!
(Hierdoor dankt bijv de loodaccu zijn bestaan.
De elektrolyse van zoutzuur zou volgens Binas H2 en O2 moeten opleveren.)

ik heb nog nooit van Nerst gehoord hoor, zover gingen ze bij ons op het VWO niet, mijn methode was eenvoudig en voldeed aan het niveau van de opgaven, daarom vond ik em noemenswaardig

[mathfreak]

FlorisvdB schreef op 12-10-2003 @ 16:48:
ik heb nog nooit van Nerst gehoord hoor, zover gingen ze bij ons op het VWO niet

In tabel 36B van Binas staat de vergelijking van Nernst voor de halfreactie Red <-> Ox + ne^-. Als V⁰ de standaardelektrodepotentiaal voorstelt en T de temperatuur in K wordt de ektrodepotentiaal V gegeven door V=V⁰+R*T/(n*F)*ln([Ox]/[Red]), waarbij R de gasconstante en F de constante van Faraday voorstelt. Voor T=298 K gaat de formule over in V=V⁰+0,059/n*log([Ox]/[Red]). De formule van Nernst maakte voor de invoering van de Tweede Fase deel uit van het onderdeel redoxreacties bij scheikunde op het v.w.o.

[Rabbi Daniel]

FlorisvdB schreef op 12-10-2003 @ 16:48:
ik heb nog nooit van Nerst gehoord hoor, zover gingen ze bij ons op het VWO niet, mijn methode was eenvoudig en voldeed aan het niveau van de opgaven, daarom vond ik em noemenswaardig

De theorie van Nerst is in de oude stijl niet opgenomen en werd ook niet getoetst; in de nieuwe stijl wel.
Jij deed zeker oude stijl?

reductor staat elektronen af, elektronen zijn negatiedf, dus de stof wordt "positiever"..je kan het vergelijken met een soep waaruit je ijsblokjes haalt waardoor hij warmer word
om te kijken of de stof bijv. I2 bestaat kijk je in de hele rechter kolom van tabel 39 in binas, daar staan de ladingen waarin de stof voor kan komen. Precies het tegenover gestelde voor oxi. Oxidator neemt elektronen op, elektronen zijn negatief, dus de stof word "negatiever"..Je doet ijsklontjes in de soep en de soep word kouder.

Fleet Admiral schreef op 12-10-2003 @ 20:52:
De theorie van Nerst is in de oude stijl niet opgenomen en werd ook niet getoetst; in de nieuwe stijl wel.
Jij deed zeker oude stijl?

nee, nieuwe stijl en ik heb afgelopen zomer examen gedaan
Het werd in onze methode nooit genoemd, zelfs niet ter kennisgeving.
We gebruikten overigens de methode Chemie