Redoxreacties, of oxidatie-reductiereacties, zijn reacties waarbij de oxidatietoestanden van geselecteerde elementen in de reagerende chemicaliën worden gewijzigd. Dit komt omdat individuele atomen elektronen met elkaar kunnen uitwisselen. Het oxidatieproces vindt altijd gelijktijdig met de reductie plaats. Reacties van het doneren en accepteren van elektronen door atomen worden geschreven als halve vergelijkingen. Redoxreacties spelen een belangrijke rol in ons leven en komen voor bij veel processen, zoals fotosynthese of de corrosie van metalen.
Oxidatie-reductiereacties – sleutelconcepten
Oxidatie toestand
De oxidatietoestand van een chemisch element is de hypothetische lading die zich zou kunnen ophopen op een atoom van een bepaald element in een chemische verbinding als alle chemische bindingen in deze verbinding ionisch zouden zijn. In de praktijk komt deze situatie niet altijd voor (ontleding van een verbinding in individuele kationen en anionen), dus de oxidatietoestand moet als een conventioneel concept worden behandeld. De oxidatietoestand is gelijk aan de lading van een bepaald ion, dus het kan positieve of negatieve waarden aannemen. Het wordt aangegeven met een Romeins cijfer dat achter het symbool van een chemisch element is geplaatst. Elementen in verschillende oxidatietoestanden hebben verschillende oxidatie-reductie-eigenschappen.
Oxidatie
Tijdens oxidatie (de-elektronisatie) verhoogt het reductiemiddel zijn oxidatietoestand, dwz geeft elektronen aan het oxidatiemiddel. Noch oxidatie noch reductie kunnen onafhankelijk plaatsvinden, omdat elektronen die door de ene chemische entiteit worden gedoneerd, onmiddellijk door de andere moeten worden geaccepteerd om de tegenovergestelde reactie te laten plaatsvinden.
Afname
Tijdens reductie (elektronisatie) verlaagt het oxidatiemiddel zijn oxidatietoestand door elektronen te accepteren, dwz de reductie gaat over het opnemen van elektronen. Chemische elementen die dit doen worden oxidanten genoemd.
Disproportioneringsreactie (dismutatie)
De disproportioneringsreactie is een van de soorten redoxreacties. In de literatuur vind je ook de term: dismutatiereactie. Het karakteristieke kenmerk ervan is dat hetzelfde element tijdens een redoxreactie tegelijkertijd wordt geoxideerd en gereduceerd. Om een disproportionering te laten plaatsvinden, moet het betreffende element ten minste drie verschillende oxidatietoestanden hebben. Als aan deze voorwaarde wordt voldaan, is de verbinding die zich in de tussenliggende oxidatietoestand bevindt veel minder stabiel vergeleken met de andere twee toestanden. disproportioneringsreacties verlopen spontaan. Atomen zoals zwavel, stikstof, fosfor of mangaan zijn gevoelig voor dit type redoxreactie.
Synproportioneringsreactie
De synproportioneringsreactie is, net als disproportionering, ook een soort redoxreactie. Dit proces vindt plaats wanneer twee verschillende chemische verbindingen die hetzelfde element in verschillende oxidatietoestanden bevatten, met elkaar reageren. Als resultaat van de oxidatie-reductiereactie wordt een andere verbinding gevormd die dat element in een nieuwe oxidatietoestand bevat.
Elektronenbalans
Bij elke oxidatie-reductiereactie die plaatsvindt, wordt hetzelfde aantal elektronen uitgewisseld. Als in een bepaald proces het reductiemiddel bijvoorbeeld twee elektronen doneert, zal de andere van het paar, het oxidatiemiddel, ook twee elektronen in zijn elektronenschil opnemen. Deze situatie wordt de zogenaamde elektronenbalans van de reactie genoemd. Voor een volledige redoxreactie moet dit evenwicht nul zijn.
Hoe ontstaan redoxreacties?
De basis van elke redoxreactie is oxidatie en reductie. Als we hiermee rekening houden, kan elk proces worden geschreven met behulp van de zogenaamde halve vergelijkingen, waarin alleen atomen worden gespecificeerd die elektronen doneren of accepteren. De hele redoxreactie gaat dus in zekere zin over het geven en nemen van elektronen. Alleen de elementen die in meer dan één oxidatietoestand in chemische verbindingen voorkomen, kunnen dit doen. Het kennen van de toestanden ervan in individuele chemische entiteiten is essentieel om redoxreacties correct te schrijven en in evenwicht te brengen. Bij het balanceren van elektronen moeten naast het correct schrijven van de halfvergelijkingen ook de oxidatie- en reductiereacties, evenals het oxidatiemiddel en het reductiemiddel, worden aangegeven. Oxidanten omvatten meestal zeer elektronegatieve elementen (groepen 16 en 17 van het periodiek systeem ), metaalionen in hogere oxidatietoestanden, edelmetaalionen en oxiderende zuren (bijv. salpeterzuur (V) , zwavelzuur (VI) zuur en hun mengsels met andere niet-oxiderende stoffen). -oxiderende zuren). De meest voorkomende oxidanten zijn verbindingen zoals KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 of K 2 S 2 O 8 . De reductiemiddelen daarentegen zijn elektropositieve elementen (meestal uit de groepen 1 en 2 van het periodiek systeem), metalen in de nuloxidatietoestand, moleculaire waterstof, koolstof, koolmonoxide en anionen van anorganische zuren. De meest populaire reductiemiddelen zijn: Na, Mg, Fe 2+ , Cl – , Br – , SCN – . De redoxreactieformule geeft bovendien het aantal elektronen aan dat tijdens het proces wordt uitgewisseld. Het verloop van deze elektronenuitwisseling wordt bepaald door de redoxpotentiaal van de betrokken reactanten. Met andere woorden, het kan halfcelpotentiaal of elektronenpotentieel worden genoemd. Per definitie geldt: hoe groter het potentiaalverschil in het systeem, hoe groter de drijvende kracht achter de gehele oxidatie-reductiereactie. 
Kunnen redoxreacties in het dagelijks leven worden waargenomen?
Het lijkt misschien dat redoxreacties alleen voorkomen op de pagina’s van schoolboeken en in scheikundelessen. Niets kan echter verder daarvan verwijderd zijn. Dit soort reacties vergezellen ons dagelijks. Het is de moeite waard om er meer over te leren om de processen en de omgeving om ons heen met meer begrip te observeren. Hieronder volgen voorbeelden van alledaagse redoxreacties die ieder van ons zeker is tegengekomen:
- Corrosie van metalen – het is het meest voorkomende verslechteringsproces van metalen en hun legeringen. Het ontstaat door het contact van het oppervlak van het materiaal in kwestie met de omgeving en atmosferische omstandigheden. Wat de mechanismen van corrosieprocessen betreft, is elektrochemische corrosie de meest voorkomende, die optreedt in een elektrolytomgeving, in vochtige gassen of in grond met een hoog vochtgehalte. Op de plaats waar corrosie optreedt, wordt een zogenaamde corrosiecel gevormd, waarin elektrode-oxidatie-reductiereacties plaatsvinden. Metaalverslechtering treedt altijd op in het anodische gebied. Daar worden elektronen gedoneerd door het metaal, dat oxideert en in de vorm van ionen in de elektrolytoplossing terechtkomt. De vrijgekomen ladingen migreren naar de kathode. Daar combineren ze met ionen of atomen die het vermogen hebben om elektronen te accepteren. Dit zijn meestal zuurstofatomen uit de lucht (op de kathode worden ze gereduceerd tot hydroxide-ionen) of waterstofionen (ze worden gereduceerd tot moleculaire waterstof). Aan de kathode kunnen een van deze of beide processen tegelijkertijd plaatsvinden.
- Fotosynthese – het is een proces dat ons elke dag begeleidt. Tijdens fotosynthese zetten cellen koolstofdioxide en water uit de atmosfeer om in glucose en zuurstof met behulp van zonne-energie. Zoals veel biochemische processen die plaatsvinden in levende organismen, omvat fotosynthese ook het veranderen van de oxidatietoestanden van de elementen waaruit de reactanten bestaan. Bij deze redoxreactie wordt het zuurstofatoom in het watermolecuul geoxideerd tot moleculaire zuurstof. Daarom is het watermolecuul de elektronendonor of het reductiemiddel. De acceptor van de resulterende lading, of oxidant, is koolstofdioxide. De samenstellende koolstofatomen in de vierde oxidatietoestand worden teruggebracht tot nul oxidatietoestand.
- Galvanische cellen – cellen zijn arrangementen van twee elektroden, ondergedompeld in dezelfde elektrolyt (of verschillende elektrolyten), die met elkaar zijn verbonden door middel van een extern circuit. Elke elektrode, ondergedompeld in zijn eigen elektrolyt (halfcel), vertoont een bepaald potentieel. Het resulterende potentiaalverschil, dat wil zeggen de stroom van stroom (elektronen), wordt veroorzaakt door de oxidatie-reductiereacties. Bij elke elektrode vinden halve processen plaats. Aan de anode worden als gevolg van de oxidatiereactie elektronen gedoneerd, die vervolgens worden geaccepteerd bij de tweede elektrode – de kathode – in de reductiereactie. De meest voorkomende apparaten die gebruik maken van galvanische cellen zijn batterijen, die een energiebron zijn voor bijvoorbeeld auto’s. Het meest voorkomende loodzuur bestaat uit twee elektroden. De ene is puur lood en de andere is bedekt met lood(IV)oxide. Beide zijn ondergedompeld in 37%zwavelzuur (VI) zuur. Het maakt een vrije uitwisseling van elektronen tussen de kathode en anode mogelijk. Tijdens het gebruik van de batterij beginnen er oxidatie-reductiereacties plaats te vinden. In dit geval is de anode de leidingelektrode. Lood begint te oxideren en gaat van de nuloxidatietoestand naar de tweede oxidatietoestand. Tegelijkertijd komen twee elektronen vrij en migreren via de elektrolyt naar de kathode. Daar begint het proces van loodreductie van de vierde oxidatietoestand naar lood (II), dwz lood (IV) oxide wordt omgezet in lood (II) sulfaat. In het geval van een batterij is de redoxreactie een energiebron, die kan worden gebruikt om een aantal apparaten van stroom te voorzien.
