Door Jack Brubaker | Bijgewerkt op 30 augustus 2022

vidalidali/iStock/GettyImages

Oxidatie-reductie- of ‘redox’-reacties zijn een hoeksteen van chemische transformaties. Ze omvatten de overdracht van elektronen tussen soorten:verloren elektronen worden geoxideerd, gewonnen elektronen worden verminderd. Het in evenwicht brengen van een chemische vergelijking zorgt ervoor dat elk atoom en elke lading aan beide kanten verschijnt, waardoor het behoud van massa en lading wordt geëerbiedigd – fundamentele principes van de eerste wet van de thermodynamica. Redoxreacties gaan nog een stap verder door ook het aantal elektronen in evenwicht te brengen.

Stap 1:Identificeer oxidatie en reductie

Schrijf de ongebalanceerde reactie en bepaal welke atomen de oxidatietoestand veranderen. Bijvoorbeeld in de zure reactie:

MnO₄ ^–  + C₂ O₄ ^2–  + H ⁺  → Mn ²⁺  + CO₂  + H₂ O

Omdat zuurstof bijna altijd een lading van –2 heeft, is de totale lading van –1 MnO₄ ^– dwingt mangaan om een oxidatietoestand van +7 te hebben. In C₂ O₄ ^2– , elke koolstof is +3. Na de reactie is Mn +2 en koolstof +4:mangaan wordt gereduceerd, koolstof wordt geoxideerd.

Stap 2:schrijf halfreacties met elektronen

Druk de oxidatie en reductie uit als afzonderlijke halfreacties, waarbij elektronen worden toegevoegd om de lading in evenwicht te brengen:

Reductie:  MnO₄ ^–  + 8 H ⁺  + 5 e ^–  → Mn ²⁺  + 4 H₂ O

Oxidatie:  C₂ O₄ ^2–  → 2 CO₂  + 2 e ^–

Stap 3:Egaliseer de elektronenoverdracht

Schaal de halfreacties zodat het aantal elektronen overeenkomt. Voor de reductiestap zijn 5 elektronen nodig; alleen de oxidatiestap 2. Vermenigvuldig de reductie met 2 en de oxidatie met 5:

2 MnO₄ ^–  + 16 H ⁺  + 10 e ^–  → 2 Mn ²⁺  + 8 H₂ O

5 C₂ O₄ ^2–  → 10 CO₂  + 10 e ^–

Stap 4:Combineer en annuleer

Door de twee gebalanceerde halfreacties op te tellen worden de elektronen opgeheven:

2 MnO₄ ^–  + 16 H ⁺  + 5 C₂ O₄ ^2–  → 2 Mn ²⁺  + 8 H₂ O + 10 CO₂

Dit is de volledig uitgebalanceerde redoxvergelijking.

Door deze systematische stappen te volgen, kun je met vertrouwen elke redoxreactie in evenwicht brengen, of het nu in een laboratoriumomgeving is of tijdens academische cursussen.