Redox_Leerling

Dit zelfstudiepakket wordt georganiseerd door de vakgroep Industriële Biologische Wetenschappen
(IBW) aan de UGent Campus Kortrijk. De vakgroep IBW staat bekend voor de opleidingen Bachelor en
Master of Science in de Industriële Wetenschappen: biochemie, chemie en milieukunde, opleidingen
die leiden tot de beroepstitel industrieel ingenieur biochemie, chemie en milieukunde.
Industrieel ingenieurs zijn ingenieurs die vooral toepassingsgerichte kennis verwerven die zij kunnen
gebruiken om bestaande toepassingen en ontwerpen te verbeteren of om systemen te optimaliseren
in een specifieke bedrijfs- of sectorcontext.
Meer informatie over onze opleiding kan je terugvinden op volgende website:
http://www.ugent.be/campus-kortrijk/nl.
De vakgroep IBW is onderverdeeld in twee wetenschappelijke onderzoekslaboratoria, namelijk:
• LIWET = Laboratorium voor water en ecotechnologie
• Laboratorium voor voedselmicrobiologie en biotechnologie
Wil je meer weten over ons onderzoek, dan kan je een kijkje nemen op de website
www.enbichem.ugent.be.
Als industrieel ingenieur ben je in staat om zelfstandig nieuwe theorie aan te leren en toepassingen
ervan te ontdekken. Tijdens dit zelfstudiepakket maken jullie kennis met de termen oxidatie,
reductie, oxidator en reductor. De theorie wordt toegepast in oefeningen.

De leerlingen kunnen de begrippen oxidatie en reductie omschrijven.
De leerlingen kunnen de begrippen oxidator en reductor omschrijven in eigen woorden.
De leerlingen kunnen de oxidator en reductor aanduiden in een redoxvergelijking.
De leerlingen kunnen het oxidatiegetal (= oxidatietrap) van een element geven.
De leerlingen kunnen een redoxvergelijking opstellen.
De leerlingen blijven, ondanks moeilijkheden, een doel nastreven.
De leerlingen stellen kwaliteitseisen aan hun eigen werk.
De leerlingen maken gebruik van de gepaste kanalen om hun vragen, problemen, ideeën of
meningen kenbaar te maken.

• Lees aandachtig de lesdoelstellingen.
• Zit je met vragen of twijfels dan kan je altijd terecht bij de leerkracht.
• Het zelfstudiepakket moet individueel gemaakt worden.
• Maak gebruik van een periodiek systeem.
• Iedereen moet de basisdoelen maken. De basisdoelen worden aangeduid met figuur 1
Figuur 1: Basisdoelen
• Ben je klaar met de basisdoelen en het is nog geen tijd dan kan je de uitbreidingsdoelen
maken. De uitbreidingsdoelen worden aangeduid met figuur 2
Figuur 2: Uitbreidingsdoelen
• Ben je klaar met alle basisdoelen en uitbreidingsdoelen dan mag je de correctiesleutel
vragen aan de leerkracht. De leerkracht controleert of alle basisdoelen en uitbreidingsdoelen
gemaakt zijn.
• Ben je klaar met alle basisdoelen en nog niet met de uitbreidingsdoelen, maar het is bijna
tijd. Dan krijg je van de leerkracht ook een correctiesleutel zodat je de basisdoelen kan
verbeteren.
• De geschatte werktijd bedraagt 100 minuten of dus 2 lesuren.
Veel succes!
UGent Campus Kortrijk

Lesdoelstellingen .......................................................................................................................................
Uitleg zelfstudiepakket…………………………………………………………………………………………………………………………
Inleiding .....................................................................................................................................................
Oxidatiegetal of oxidatietrap.....................................................................................................................
Redox .........................................................................................................................................................
Reductie .................................................................................................................................................
Oxidator .................................................................................................................................................
Oxidatie .................................................................................................................................................
Reductor ................................................................................................................................................
Redoxvergelijking ..................................................................................................................................
Eenvoudige ........................................................................................................................................
Complexe ...........................................................................................................................................
Besluit ........................................................................................................................................................
Bibliografie ................................................................................................................................................

Waarom roest ijzer?
Hoe komt het dat we uit onze voeding energie kunnen halen?
Deze twee fenomenen zijn te verklaren door een redoxreactie, hieronder wordt het fenomeen roest
uitgelegd. Het woord redox is een samenstelling van reductie en oxidatie. Een oxidatie kan nooit
plaatsvinden zonder een aanwezigheid van reductie. Tijdens deze reactie ondervinden de
verschillende atomen een elektronenoverdracht. Er zijn atomen die elektronen afgeven aan andere
atomen.
Vast ijzer is een element in vrije toestand en bevat hierdoor het oxidatiegetal nul. Op het moment
dat ijzer corrodeert of roest veranderd het oxidatiegetal naar +2. IJzer ondergaat dus een oxidatie.
Door een verandering van oxidatiegetal 0 naar +2 worden er 2 elektronen vrijgegeven, zoals
weergegeven in vergelijking 1.
Fe Fe +2 + 2 e - Reactievergelijking 1
Wat gebeurt er nu met de 2 elektronen die vrijgegeven worden door ijzer?
IJzer zal nooit corroderen in een droge omgeving. Een voorwaarde van corrosie is dat er een
hoeveelheid water en zuurstofgas aanwezig is. De elektronen die afgegeven worden door ijzer
worden opgenomen door de omgeving, zuurstofgas en water, tijdens de reductie. De reductie reactie
wordt weergegeven in vergelijking 2.
4 e - + 2 H 2 O + O 2 4 OH - Reactievergelijking 2
IJzer met een oxidatiegetal plus twee reageert samen met de hydroxide-ionen, die aanwezig zijn in
de waterdruppel, ter vorming van ijzer(II)hydroxide. Deze reactie wordt weergegeven in vergelijking
3. De ijzer(II)hydroxide wordt in aanwezigheid van zuurstof verder omgezet naar roest of chemisch
verwoord naar ijzer(III)oxide, zoals weergegeven in vergelijking 4.
Fe +2 + 2 OH - Fe(OH) 2 Reactievergelijking 3
4 Fe(OH) 2 + O 2 2 (Fe 2 O 3 .nH 2 O) Reactievergelijking 4
Figuur 3: Schematische voorstelling roesten van ijzer

Een oxidatiegetal (OG) duidt aan hoeveel elektronen er opgenomen of afgestaan
worden. Een molecuul heeft een oxidatiegetal gelijk aan nul, zoals de vaste stof keukenzout (NaCl).
Wanneer er gekeken wordt naar de ionen afzonderlijk dan kan er vastgesteld worden het natriumion
positief geladen en het chloorion negatief geladen is.
Hoe kan je het oxidatiegetal bepalen?
Het element natrium bevindt zich in het periodiek systeem in de groep Ia. Alle elementen van groep
Ia hebben 1 elektron op de buitenste schil. Elementen willen altijd de octetstructuur bevatten, dit wil
zeggen dat het element 8 elektronen op de buitenste schil wil hebben of dus 8 valentie elektronen.
De aanwezigheid van 8 valentie elektronen zorgt voor een heel stabiele vorm. Natrium heeft 1
valentie elektron en moet dus 1 elektron afstaan of 7 elektronen opnemen om stabiel te worden. Er
is minder energie nodig om 1 elektron af te staan dan om 7 elektronen op te nemen. Daarom gaat de
voorkeur naar het afstaan van 1 elektron en hierdoor veranderd het oxidatiegetal naar +1. Alle
elementen van groep Ia staan 1 elektron af en bevatten hierdoor een positieve lading +1. Deze
redenering geldt ook voor de volgende groep, zoals weergegeven in tabel 1. Let er wel voor op dat
elementen soms meer dan 1 oxidatie getal hebben.
Tabel 1: Ladingen volgens het periodiek systeem
Groep
Lading
IIa +2
IIIa +3
IVa +4
Het element chloor bevindt zich in het periodiek systeem VIIa-groep. Alle elementen van groep VIIa
hebben 7 elektronen op de buitenste schil. Deze elementen willen ook een octetstructuur bekomen.
Chloor moet dus 1 elektron opnemen of 7 elektronen afstaan om stabiel te worden. Er is minder
energie nodig om 1 elektron op te nemen en hierdoor wordt er 1 elektron opgenomen. Door het
opnemen van 1 elektron veranderd het oxidatiegetal naar -1. Dezelfde redenering telt voor alle
elementen in groep VIIa en in de voorgaande groepen.
NaCl Na 1+ + Cl 1- Reactievergelijking 5
Naast deze standaard oxidatiegetallen bestaan er nog heel wat uitzondering. De meest voorkomende
oxidatiegetallen kunnen bepaald worden om een redoxreactie op een correcte wijze op te stellen.

Het bepalen van de oxidatiegetallen:
H 2 SO 4
(opm. index 1 wordt nooit weergegeven.)
Element H S O
Index 2 1 4
Oxidatiegetal +1 (Ia-groep) ? -2 (VIa-groep)
Het oxidatiegetal van zwavel is hier onbekend. De som van alle oxidatiegetallen in een molecule
moeten gelijk zijn aan nul, hieruit kan het oxidatiegetal van zwavel bepaald worden:
0 = 2* OG(H) + 1* OG (S) + 4 * OG(O)
= 2* (+1) + 1* (?) + 4* (-2)
= 2 + ? – 8
= ? – 6 ? = 0 + 6 = 6
OG (S) = +6
Het oxidatiegetal van zwavel is gelijk aan plus 6. Ter controle wordt de som van de oxidatiegetallen
van de elementen genomen en dit moet gelijk zijn aan nul.
2*1 + 1*6 + 4*(-2) = 0 OK
H 2 (waterstofgas)
Element
H
Index 2
Oxidatiegetal
+1 (Ia-groep)
Het oxidatiegetal van waterstof is normaal +1, maar er is een regel die ons vertelt dat de som van de
oxidatiegetallen van de elementen gelijk moet zijn aan nul.
0 = 2* OG(H)
0 ≠ 2* (+1)
0 = 2 * (0) OG (H 2 ) = 0
Een element in vrije toestand heeft dus een oxidatietoestand gelijk aan nul. Deze regel geldt ook bij
zuivere vaste stoffen zoals zuiver koper Cu.

Bepaal het oxidatiegetal van de elementen in onderstaande moleculen:
NaOH
Element
Index
Oxidatiegetal
FeCl 2
Element
Index
Oxidatiegetal
Bepaal het oxidatiegetal van de elementen in onderstaande moleculen:
H 3 PO 4
Element
Index
Oxidatiegetal

NaHCO 3
Element
Index
Oxidatiegetal
AgNO 3 (Tip: denk aan salpeterzuur HNO 3 )
Element
Index
Oxidatiegetal

In het woord reductie horen we het woord reduceren. Reduceren betekent iets
kleiner maken. Tijdens een reductie wordt het oxidatiegetal (of –trap) verkleind.
Er worden elektronen opgenomen (Moore, 2006). Een voorbeeld van een
reductie wordt hieronder weergegeven:
Cu +2 + 2 e - Cu Reactievergelijking 6
Het oxidatiegetal van koper daalt van +2 naar 0 of met andere woorden er worden 2 elektronen
opgenomen. Bovenstaande reactievergelijking noemt men ook een halfreactie, omdat in
werkelijkheid deze reactie nooit voorkomt zonder de aanwezigheid van een oxidatie. Twee
halfreacties, namelijk een reductie en oxidatie, vormen een volledige reactie, namelijk redox.
Hieronder worden enkele halfreactievergelijkingen weergeven.
Vul de halfreactie aan waar nodig.
Verklaar met behulp van oxidatiegetallen waarom deze halfreactie een reductie is.
Reactievergelijking
Verklaring (Oxidatiegetal)
1. Ca +2 + … e - Ca
2. Cl + … e - Cl -
3. 14 H + + Cr 2 O 7 -2 + … e - 2 Cr +3 + 7 H 2 O
(Tip1: Kijk naar het oxidatiegetal van Cr)
(Tip2: kijk naar het aantal Cr-atomen)
Reactievergelijking
Verklaring (Oxidatiegetal)
4. K …. + 1 e - K
5. Al 3+ + … e - Al
6. … H 2 O + … e - H 2 + 2OH -
(Tip: kijk naar waterstof)

Een synoniem voor oxidator is een elektronenacceptor. Een oxidator moet aanwezig zijn om een
reductie te laten plaatsvinden. De oxidator neemt dus elektronen op zoals koper, weergegeven in
punt 4.1, dit deed om van oxidatiegetal plus twee naar nul te gaan.
Cu +2 + 2 e - Cu Oxidator: Koper met oxidatiegetal plus 2
Noteer hieronder de oxidator vanuit de reactievergelijkingen uit paragraaf 4.1 Reductie.
1. 4.
2. 5.
3. 6.
Een oxidatie is het tegengestelde van een reductie. Tijdens een oxidatie stijgt
het oxidatiegetal. De elektronen worden door het atoom afgegeven aan de
omgeving. Een voorbeeld van een oxidatie wordt hieronder weergegeven in een
halfreactie.
Al Al +3 + 3 e - Reactievergelijking 7
Een opvallend verschil, met de reductie, is dat de elektronen zich nu aan de andere zijde van de
reactievergelijking bevinden. In reactievergelijking 7 wordt aluminium met een oxidatiegetal nul
geoxideerd naar aluminium met een oxidatiegetal plus 3. Om het oxidatiegetal te laten stijgen met 3
worden er 3 elektronen afgestaan.
Hieronder worden enkele halfreacties weergeven.
Vul de halfreactie aan waar nodig.
Verklaar met behulp van oxidatiegetallen waarom deze halfreactie een oxidatie is.
Reactievergelijking
Verklaring (Oxidatiegetal)
7. Fe +2 Fe +3 + …. e -
8. Na Na …… + 1 e -
9. Cu Cu +2 + … e -

Reactievergelijking
Verklaring (Oxidatiegetal)
10. Mg Mg …… + 2 e -
11. H 2 … H …… + 2 e -
12. NO 2
-
+ H 2 O 2H + + NO 3 …… + … e -
(Tip: Kijk naar het oxidatiegetal van N)
Een synoniem voor reductor is elektronendonor. De atomen staan elektronen af en ondergaan dus
een oxidatie. Een oxidatie kan enkel plaatsvinden wanneer er een reductor aanwezig is, zoals
hieronder weergegeven.
Al Al +3 + 3 e - Reductor: Aluminium met oxidatiegetal nul
Het element aluminium staat 3 elektronen af en is dus een elektronendonor of met andere woorden
een reductor.
Noteer hieronder de reductor vanuit de reactievergelijkingen uit paragraaf 4.3 Oxidatie.
7. 10.
8. 11.
9. 12.

Ondertussen zijn de termen reductie, oxidatie, reductor en oxidator toegelicht.
In de volgende oefening worden alle termen samengevoegd tot een geheel.
Hieronder wordt de reactievergelijking stap per stap opgesteld (Pennsylvania
State University , 2013).
… Cu +2 + … Al … Cu + … Al +3
1. Noteer de twee halfreacties, namelijk reductie en oxidatie:
Reductie: Cu +2 + 2 e - Cu (Cu gaat van + 2 naar 0)
Oxidatie: Al Al +3 + 3 e - (Al gaat van 0 naar +3)
2. Controle van het aantal elektronen:
a. Zijn de hoeveelheden elektronen gelijk aan elkaar dan mag je verder naar stap 3
b. Zijn de hoeveelheden elektronen verschillend dan moet de halfreacties aangepast
worden:
3. Voeg de halfreacties samen
Reductie: 3* (Cu +2 + 2 e - Cu )
Oxidatie: 2* (Al Al +3 + 3 e - )
Redox: 3 Cu +2 + 6 e - + 2 Al 3 Cu + 2 Al +3 + 6 e -
4. Controle van het aantal elementen
Elementen kunnen niet zomaar uit het niets gevormd worden of verloren gaan.
Cu +2 Al Cu Al +3
3 2 = 3 2
5. Redoxreactie voluit.
3 Cu +2 + 2 Al 3 Cu + 2 Al +3

Doorloop zelf de 5 stappen om de onderstaande redoxreacties te vervolledigen.
Onvolledige reactie: …… Al + ……. Br 2 Al 2 Br 6
0. Bepaal de oxidatiegetallen:
Element
Index
Oxidatiegetal
1. Noteer de twee halfreacties, namelijk reductie en oxidatie:
Reductie:
Oxidatie:
2. Controle van het aantal elektronen:
Reductie:
Oxidatie:
3. Voeg de halfreacties samen
Redox:
4. Controle van het aantal elementen
5. Redoxreactie voluit.

Onvolledige reactie: CuS + O 2 SO 2 + CuO
0. Bepaal de oxidatiegetallen: (Tip: 1 element verandert niet van oxidatiegetal)
1. Noteer de twee halfreacties, namelijk reductie en oxidatie:
Controle van het aantal elektronen:
2. Voeg de halfreacties samen
3. Controle van het aantal elementen
4. Redoxreactie voluit.

Doorloop zelf de 5 stappen om een correcte redoxreactie uit te schrijven.
Onvolledige reactie: …… Zn + ……. Cu +2 Zn +2 + Cu

Bij de complexere redoxreacties moet er rekening gehouden worden met het
aantal zuurstofatomen en waterstofatomen. Deze redoxreacties vinden plaats
in een zuurmilieu.
Vb.
S + HNO 3 SO 2 + NO
0. Bepaal de oxidatiegetallen:
OG (S) = 0
HNO 3
SO 2
Element H N O
Index 1 1 3
Oxidatiegetal 1 ? (=+5) -2
NO
Element S O
Index 1 2
Oxidatiegetal ? (=+4) -2
Element N O
Index 1 1
Oxidatiegetal ? (=2) -2
1. Noteer de twee halfreacties (zuurstof verandert niet van oxidatiegetal)
Reductie: NO - 3 + 3 e - NO (N gaat van + 5 naar + 2)
Oxidatie: S SO 2 + 4 e - (S gaat van 0 naar +4)
2. Balanceer alle elementen met uitzondering van O en H.
Reductie: 1N = 1N OK
Oxidatie: 1 S = 1 S OK
3. Balanceer zuurstof door toevoeging van water.
Reductie: 3 O ≠ 1 O NOK
+ 2 H 2 O
NO - 3 + 3 e - NO + 2 H 2 O

Oxidatie: 0 O ≠ 2 O NOK
+ 2 H 2 O
S + 2 H 2 O SO 2 + 4 e -
4. Balanceer de waterstof door toevoeging van zuur (H + ). Kijk naar de halfreacties van stap 3.
NO - 3 + 3 e - NO + 2 H 2 O
Reductie: 0 H ≠ 4 H NOK
+4H +
NO 3 - + 3 e -
+4H + NO + 2 H 2 O
S + 2 H 2 O SO 2 + 4 e -
Oxidatie: 4 H ≠ 0 H NOK
+4H +
S + 2 H 2 O SO 2 + 4 e - +4H +
5. Balanceer de elektronen.
Reductie: 4* (NO - 3 + 3 e - +4H + NO + 2 H 2 O)
Oxidatie: 3* (S + 2 H 2 O SO 2 + 4 e - +4H + )
6. Redoxreactie voluit.
Reductie: 4 NO 3 - + 12 e -
+ 16H + 4 NO + 8 H 2 O
Oxidatie: 3 S + 6 H 2 O 3 SO 2 + 12 e - + 12 H +
4 NO 3 - + 12 e - + 16H + + 3 S + 6 H 2 O 4 NO + 8 H 2 O + 3 SO 2 + 12 e - + 12 H +
Schrap wat mogelijk is, zoals hierboven weergegeven met x, x
Redox: 4NO 3 - + 4H + + 3 S 4 NO + 2 H 2 O + 3 SO 2
Totaal reactie: 4 HNO 3 + 3 S 4 NO + 2 H 2 O + 3 SO 2
7. Controle = aantal elementen voor de reactiepijl moeten gelijk zijn aan het aantal elementen
na de reactiepijl.
4 N = 4 N OK
12 O = 12 O OK
4 H = 4 H OK
3 S = 3 S OK
Indien je hier niet correct uitkomt dan wil dit zeggen dat er een fout ontstaan is tijdens het
balanceren (Bishop, 2013).

Balanceer zelf de redoxreactie: (Gupta & Mukherjee, 1990)
CuS + HNO 3 CuSO 4 + NO
0. Bepaal de oxidatiegetallen:
CuS
Element
Index
Oxidatiegetal
HNO 3
Element
Index
Oxidatiegetal
CuSO 4
Element
Index
Oxidatiegetal
NO
Element
Index
Oxidatiegetal
1. Noteer de twee halfreacties
Reductie:
Oxidatie:
2. Balanceer alle elementen met uitzondering van O en H.
Reductie:
Oxidatie:

3. Balanceer zuurstof door toevoeging van water.
Reductie:
Oxidatie:
4. Balanceer de waterstof door toevoeging van zuur (H + ).
Reductie:
Oxidatie:
Balanceer de elektronen.
Reductie:
Oxidatie:
5. Redoxreactie voluit.
Reductie:
Oxidatie:
Redox:
Totaal reactie:
6. Controle.

Balanceer zelf de redoxreactie: (Royal Society of Chemistry , 2011)
Verklaar of deze methode nuttig is.
Fe 2 O 3 +2Al Al 2 O 3 +2Fe (Thermietreactie)
0. Bepaal de oxidatiegetallen:
1. Noteer de twee halfreacties
2. Balanceer alle elementen met uitzondering van O en H.
3. Balanceer zuurstof door toevoeging van water.
4. Balanceer de waterstof door toevoeging van zuur (H + ).

5. Balanceer de elektronen.
6. Redoxreactie voluit.
7. Controle.

Geef het oxidatiegetal van onderstaande elementen
Molecule OG element 1 OG element 2
AlCl 3 Al Cl
H 2 S H S
Omschrijf in 1 zin het begrip oxidatie.
Omschrijf in 1 zin het begrip reductie.
Duid de reductor en oxidator aan in onderstaande redoxreactie en verklaar.
Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu

Bishop, M. (2013). Balancing Redox Equations. Opgeroepen op juni 12, 2015, van
http://preparatorychemistry.com/Bishop_Balancing_Redox.htm
Moore, J. (2006). Scheikunde voor Dummies. Nijmegen: Pearson Education Benelux.
Pennsylvania State University . (2013). Penn State. Opgeroepen op Juni 12, 2015, van
http://chemistry.bd.psu.edu/jircitano/Ch19notes.pdf
Royal Society of Chemistry . (2011). The thermite reaction. Opgeroepen op juni 12, 2015, van
http://www.rsc.org/Education/EiC/issues/2011January/ExhibitionChemistry.asp?e=1