Wikisage is op 1 na de grootste internet-encyclopedie in het Nederlands. Iedereen kan de hier verzamelde kennis gratis gebruiken, zonder storende advertenties. De Koninklijke Bibliotheek van Nederland heeft Wikisage in 2018 aangemerkt als digitaal erfgoed.
- Wilt u meehelpen om Wikisage te laten groeien? Maak dan een account aan. U bent van harte welkom. Zie: Portaal:Gebruikers.
- Bent u blij met Wikisage, of wilt u juist meer? Dan stellen we een bescheiden donatie om de kosten te bestrijden zeer op prijs. Zie: Portaal:Donaties.
Redoxreactie
Een redoxreactie is een reactie tussen moleculen en/of ionen waarbij elektronen worden uitgewisseld. De term redox is een samentrekking van de begrippen reductie en oxidatie. Dit soort reacties wordt veel toegepast in batterijen en accu's. Ook roesten is een redoxreactie, namelijk de oxidatie van ijzer.
Reactiemechanisme
Bij een redoxreactie zijn een reductor (elektrondonor) en een oxidator (elektronacceptor) betrokken. Dit kunnen allerlei soorten deeltjes zijn, zowel ionen als moleculen. Er kunnen twee halfreacties opgesteld worden, namelijk het afstaan van elektronen door de reductor (oxidatie) en het opnemen van elektronen door de oxidator (reductie). Zolang de reductor en oxidator geleidend verbonden zijn, en er een elektrolyt beschikbaar is voor het ionentransport, kan de reactie plaatsvinden. De oxidator en reductor hoeven dus niet in direct contact met elkaar te staan. Een redoxreactie verloopt alleen als het verschil tussen de standaard-elektrodepotentiaal van de oxidator en die van de reductor meer dan 0,3 volt bedraagt.
Een reductor kan reageren met alle oxidatoren die sterker zijn dan zijn geconjugeerde oxidator is. Zo kan analoog ook een oxidator reageren met alle reductoren die sterker zijn dan zijn geconjugeerde reductor is.
Een ezelsbruggetje om te onthouden: oxidator neemt elektronen op, en van een reductor wordt red een afkorting voor 'reductor elektronendonor'.
Algemene vorm van de redoxvergelijking
Een redoxreactie kan algemeen als volgt worden voorgesteld:
- Reductor → reactieproduct + e- (oxidatie)
- Oxidator + e- → reactieproduct (reductie)
Voorbeelden
Voorbeeld 1
Beschouw de redoxreactie tussen Fe(s) en Cu2+:
- Fe(s) + Cu2+ → Fe2+ + Cu(s)
Hierbij wordt ijzer, de reductor, geoxideerd en het positieve koperion, de oxidator, gereduceerd. De halfreacties zijn de volgende:
Cu2+ + 2 e- → Cu(s) (reductiereactie) Fe(s) → Fe2+ + 2 e- (oxidatiereactie)
Voorbeeld 2
Beschouw de redoxreactie tussen kobalt (Co(s)) en salpeterzuur (HNO3(aq)) (reactie nog niet uitgebalanceerd volgens de stoichiometrie):
- Co(s) + HNO3(aq) → Co(NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(l)
Hierbij wordt kobalt, de reductor, geoxideerd en het negatieve nitraat-ion, de oxidator, gereduceerd tot stikstofmonoxide. De halfreacties zijn, uitgewerkt via de methode van de halfreacties (zie verder), de volgende:
Co(s) → Co2+ + 2 e- (oxidatiereactie - reductor) NO3- + 4 H+ + 3 e- → NO + 2 H2O (reductiereactie - oxidator)
Om het aantal afgegeven en opgenomen elektronen in orde te maken, moet de oxidatiereactie met 3 en de reductiereactie met 2 worden vermenigvuldigd. Optellen van de 2 halfreacties geeft volgend resultaat:
- 3 Co(s) + 8 H+ + 2 NO3- → 3 Co2+ + 2 NO + 4 H2O
Om aan de oorspronkelijke reactie te voldoen, moet er aan beide zijden nog 6 nitraat-ionen toegevoegd worden (deze namen niet deel aan de redoxreactie en hoefden dus niet in de halfreacties verwerkt te worden):
- 3 Co(s) + 8 H+ + 2 NO3- + 6 NO3- → 3 Co2+ + 2 NO + 4 H2O + 6 NO3-
Als de reactie nu wordt vereenvoudigd, verkrijgen we de oorspronkelijke reactievergelijking, maar nu stoichiometrisch uitgebalanceerd:
- 3 Co(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Co(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
Biologische redoxreacties
Vaak wordt ook in levensprocessen energie onder de vorm van redoxreacties opgeslagen en omgezet. Zo produceert een cel reducerend vermogen onder de vorm van NADPH en NADH dat dan gebruikt kan worden voor energieproductie (NADH + ADP + H3PO4 → NAD+ + ATP) of rechtstreeks bij de biosynthese (NADPH → NADP+, bijvoorbeeld vetzuursynthese). Een groot deel van het metabolisme is in feite gebaseerd op zulke redoxreacties.
Indien er bij de energieproductie geen of te weinig zuurstof aanwezig is om NADH in de elektronentransportketen terug te oxideren tot NAD+, treedt er fermentatie op. Een voorbeeld hiervan is de productie van melkzuur uit glucose bij intense spieractiviteit.
Bij de fotosynthese wordt CO2 gereduceerd tot suiker en wordt water geoxideerd tot O2. In de tussenstappen wordt nicotinamide-adenine-dinucleotidefosfaat (NADP+) gereduceerd, waardoor een waterstofion-gradiënt ontstaat dat de ATP-synthese bekrachtigt. De energie voor deze reactie komt van het invallende zonlicht.
Redoxreactie-vergelijking opschrijven
Het schrijven van de vergelijking van redoxreactie wordt als volgt gedaan (methode van de halfreacties):
- de vergelijking opschrijven voor het afstaan van elektronen door de reductor, en ervoor zorgen dat deze in evenwicht is;
- hetzelfde doen met het opnemen van de elektronen door de oxidator, deze twee reacties zijn de halfreacties;
- Het opstellen van de twee halfreacties, waarbij ervoor gezorgd moet worden dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. De elektronen kunnen bij het optellen dan tegen elkaar weggestreept worden.
Een voorbeeld
Cl--ionen reageren met Cr2O72- (dichromaat) in zuur milieu tot chloorgas (Cl2) en Cr3+-ionen.
| Oxidatiereactie | 3 × (2 Cl- → Cl2 + 2 e-) |
| Reductiereactie | 1 × (Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr3+ + 7 H2O) |
| Totale reactie | 6 Cl-(aq) + Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) → 3 Cl2(g) + 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) |