Oxidatie en reductie zijn twee onlosmakelijk met elkaar verbonden reactietypen die overal in de scheikunde voorkomen: van het roesten van ijzer en het verbranden van brandstoffen tot elke batterij, elke elektrochemische meting en de meeste analytische titraties. In dit artikel wordt de kernbetekenis van beide begrippen behandeld, de rol van elektronoverdracht, hoe u oxidatiegetallen bepaalt en hoe redoxreacties in de laboratoriumpraktijk worden ingezet.
In de moderne definitie draaien beide begrippen om elektronoverdracht:
Beide processen komen altijd samen voor — er kan geen oxidatie zijn zonder gelijktijdige reductie ergens anders in het reactiesysteem. Deze gekoppelde processen worden samen een redoxreactie genoemd (kortweg van reductie-oxidatie). De stof die elektronen ontvangt oxideert de andere stof: dit is de oxidator (oxidatiemiddel). De stof die elektronen afstaat reduceert de ander: dit is de reductor (reductiemiddel).
Een klassiek voorbeeld is de reactie van zink met koper(II)-ionen in oplossing:
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Zink staat twee elektronen af (Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻) en wordt daarmee geoxideerd — zink is de reductor. Koper(II) neemt die twee elektronen op (Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu) en wordt gereduceerd — Cu²⁺ is de oxidator. De totale reactie is een klassieke redoxreactie waarbij twee elektronen worden overgedragen van zink naar koper.
Elke redoxreactie kan worden opgesplitst in twee halfreacties: een oxidatiehalfreactie en een reductiehalfreactie. Voor de zink-koper-reactie uit het voorbeeld hierboven:
Oxidatie: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e⁻ Reductie: Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s)
Bij het combineren van halfreacties moet het aantal elektronen aan beide kanten gelijk zijn — anders is de reactievergelijking niet gebalanceerd. Voor complexe redoxreacties (bijvoorbeeld die van permanganaat met ijzer(II) of dichromaat met oxaalzuur) worden de halfreacties eerst apart opgesteld en gebalanceerd op massa, lading en elektronaantal, waarna ze worden opgeteld tot de totaalreactie.
Bij eenvoudige reacties tussen ionen is de elektronoverdracht direct zichtbaar. Bij covalente verbindingen — waarin geen ionen bestaan — is het minder duidelijk welk atoom formeel elektronen wint of verliest. Daarvoor wordt gewerkt met oxidatiegetallen (ook: oxidatietoestanden). Het oxidatiegetal is een boekhoudkundige waarde die aangeeft welke lading een atoom zou hebben als alle bindingen ionisch zouden zijn.
De belangrijkste regels voor het bepalen van het oxidatiegetal:
Een verandering in oxidatiegetal van een atoom tijdens een reactie is het definitieve criterium of er sprake is van oxidatie (getal stijgt) of reductie (getal daalt). Bij de verbranding van methaan bijvoorbeeld verandert het oxidatiegetal van koolstof van −4 (in CH₄) naar +4 (in CO₂): koolstof is met acht eenheden geoxideerd. Zuurstof daalt van 0 (in O₂) naar −2 (in CO₂ en H₂O): zuurstof is gereduceerd.
De positie van een element in het periodiek systeem voorspelt in grote lijnen hoe het zich in redoxreacties gedraagt. Elementen links en linksonder (alkalimetalen, aardalkalimetalen) staan graag elektronen af en zijn sterke reductoren. Elementen rechtsboven (halogenen, zuurstof) nemen graag elektronen op en zijn sterke oxidatoren. Overgangsmetalen kunnen in meerdere oxidatietoestanden voorkomen — ijzer in Fe²⁺ en Fe³⁺, mangaan in Mn²⁺, Mn⁴⁺, Mn⁶⁺ en Mn⁷⁺ — wat hen bruikbaar maakt in katalyse en biologische redoxsystemen.
De neiging van een halfreactie om plaats te vinden wordt gekwantificeerd door de standaardelektrodepotentiaal (E⁰), gemeten in volt ten opzichte van de standaardwaterstofelektrode (SHE). Halfreacties met een hoge (positieve) E⁰ hebben een sterke neiging tot reductie: hun geoxideerde vorm is een sterke oxidator. Halfreacties met een lage (negatieve) E⁰ hebben een sterke neiging tot oxidatie: hun gereduceerde vorm is een sterke reductor.
Enkele richtgevende standaardpotentialen (bij 25 °C, activiteit 1 M):
Het verschil tussen twee E⁰-waarden geeft de theoretische spanning van een galvanische cel gebouwd uit die twee halfreacties (Zn/Cu geeft +0,34 − (−0,76) = +1,10 V). In afwijkende omstandigheden — andere concentratie, temperatuur of pH — wijkt de werkelijke potentiaal af van E⁰; die afwijking wordt beschreven door de Nernst-vergelijking.
In een redoxtitratie wordt een analyt (bijvoorbeeld ijzer(II) of oxaalzuur) getitreerd met een sterke oxidator van bekende concentratie (permanganaat, dichromaat of cerium(IV)). Het eindpunt wordt zichtbaar via een kleuromslag — permanganaat is zelfindicerend, dichromaat vraagt om een redox-indicator zoals ferroin. De Karl Fischer-titratie voor watergehalte is ook een redoxreactie waarbij jodium water oxideert.
Bij potentiometrie wordt het potentiaalverschil tussen een indicatorelektrode en een referentie-elektrode gemeten zonder dat stroom loopt; de gemeten potentiaal is via de Nernst-vergelijking direct te herleiden tot de activiteitsverhouding van de geoxideerde en gereduceerde vorm van de analyt. Bij voltammetrie wordt een potentiaal gescand en de resulterende stroom gemeten — een direct zichtbaar bewijs van elektronoverdracht aan het elektrodeoppervlak. In de coulometrie wordt de totale hoeveelheid elektrische lading (in coulombs) gemeten die nodig is om een analyt volledig te oxideren of te reduceren.
Een klassiek voorbeeld van een gedwongen redoxreactie is de elektrolyse van water: aan de kathode worden protonen gereduceerd tot waterstofgas (2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂), terwijl aan de anode water wordt geoxideerd tot zuurstofgas (2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻). In het scheikundeonderwijs wordt dit principe zichtbaar gemaakt met het toestel van Hofmann, waarbij de gasvolumes direct de 2:1-verhouding van waterstof op zuurstof aantonen.
Veel enzymen zijn redoxkatalysatoren. Oxidoreductasen — waaronder dehydrogenasen, oxidasen, peroxidasen en reductasen — vormen de grootste EC-klasse (EC 1) in de biochemie. In veel gevallen werken zij samen met een cofactor als NAD⁺/NADH of FAD/FADH₂ die als elektronentransporteur fungeert.
Het bijvoeglijk naamwoord oxidatief betekent: betrekking hebbend op of veroorzaakt door oxidatie. De term duikt frequent op in de biochemie en de medische scheikunde:
In analytische toepassingen spreekt men van een oxidatief milieu wanneer de potentiaal hoog genoeg is om een analyt te oxideren. De grens tussen oxidatief en reductief gedrag wordt bepaald door de Nernst-vergelijking en de standaardelektrodepotentiaal van het betrokken redoxkoppel.
Corrosie is in essentie een ongewenste redoxreactie: het metaal wordt geoxideerd (afstaan van elektronen aan de omgeving) en zuurstof wordt gelijktijdig gereduceerd. Het roesten van ijzer verloopt volgens de bruto-reactie 4 Fe + 3 O₂ + 6 H₂O → 4 Fe(OH)₃. Kennis van de standaardelektrodepotentialen laat zien waarom sommige metalen (goud, platina, zilver) corrosiebestendig zijn: hun standaardpotentiaal is te hoog om spontaan door zuurstof te worden geoxideerd.
Corrosie treedt niet altijd op dezelfde manier op. In de praktijk worden vier hoofdvormen onderscheiden:
Alle vier vormen zijn in essentie redoxprocessen: het metaal wordt geoxideerd en zuurstof of een andere oxidator wordt gereduceerd. De standaardelektrodepotentialen bepalen welk metaal kwetsbaarder is en hoe snel de aantasting verloopt.
Roestvast staal (RVS) is corrosiebestendig dankzij een spontaan gevormde, dunne laag chroomoxide (Cr2O3) aan het oppervlak: de passivatieleag. Deze laag isoleert het staal van de omgeving en remt verdere oxidatie. Toch zijn er situaties waarin roestvast staal wél aangetast wordt:
Voor laboratoriumtoepassingen waarbij sterk zuur, zoute buffers of hoge temperaturen voorkomen, verdient het aanbeveling de keuze van het staaltype te baseren op de AISI/EN-normeringen voor roestvast staal.
Nee — roest is een specifieke vorm van oxidatie, maar oxidatie is een veel breder begrip. Roest is het roodbruine ijzeroxide (Fe2O3·nH2O) dat ontstaat wanneer ijzer of staal reageert met zuurstof in aanwezigheid van vocht. Elke andere stof die elektronen afstaat, oxideert eveneens — maar roest is daarbij niet aan de orde. Koper dat groen uitslaat (koperpatina), zilver dat zwart wordt (zilversulfide) en aluminium dat een dunne beschermende laag vormt (aluminiumoxide): al deze verschijnselen zijn vormen van oxidatie, maar géén roest. De term roest is dus uitsluitend voorbehouden aan de corrosie van ijzer en staal; oxidatie is de overkoepelende chemische term voor elektronenverlies door elke stof.
Koper en koperlegeringen (brons, messing) slaan groen uit door oxidatie. Het proces verloopt in fasen: eerst vormt zich een dun roodbruin laagje koper(I)oxide (Cu2O), gevolgd door de groene patina die bestaat uit een mengsel van basisch kopercarbo-naat (Cu2(OH)2CO3), koperchloride en kopersulfaat, afhankelijk van de omgeving. Dit groene laagje — bekend als patina of aerugo — is niet schadelijk voor het metaal; integendeel, het beschermt het koper tegen verdere aantasting.
Vanuit een redoxperspectief geeft koper elektronen af aan zuurstof (Cu oxideert van 0 naar +1 of +2) terwijl zuurstof wordt gereduceerd. De standaardelektrodepotentiaal van koper (Cu2+/Cu = +0,34 V) is positief, maar laag genoeg dat langzame atmosferische oxidatie over langere tijd wel degelijk optreedt. Andere metalen die verkleuren door oppervlakteoxidatie zijn zilver (zwart: zilversulfide) en lood (wit: loodcarbonaat).
In de scheikunde worden meerdere termen door elkaar gebruikt voor hetzelfde verschijnsel. Oxideren is de werkwoordsvorm: een stof oxideert wanneer zij elektronen afstaat. De stof die dit ondergaat, heet de reductor of het reductiemiddel. In oudere literatuur treft u ook de term deshydrogenering aan voor oxidatiereacties waarbij waterstof wordt onttrokken. Het overkoepelende begrip voor de gecombineerde oxidatie- en reductiereactie is redox (afkorting van reductie-oxidatie) of redoxreactie. Voor het omgekeerde — het opnemen van elektronen — spreekt men van reductie of reduceren; de betrokken stof is dan de oxidator of het oxidatiemiddel.
Oxidatie is het afstaan van elektronen; reductie is het opnemen van elektronen. In een redoxreactie gebeuren beide processen altijd tegelijk — de elektronen die door de ene stof worden afgestaan, worden door de andere opgenomen. Een handig ezelsbruggetje is OIL RIG: Oxidation Is Loss (of electrons), Reduction Is Gain.
Een oxidator is de stof die een andere stof oxideert door zelf elektronen op te nemen; de oxidator wordt dus zelf gereduceerd. Een reductor is de stof die een andere stof reduceert door zelf elektronen af te staan; de reductor wordt dus zelf geoxideerd. In het zink-koper-voorbeeld is Cu²⁺ de oxidator en Zn de reductor.
Oxiderende middelen (ook: oxidatoren of oxidatiemiddelen) zijn stoffen die in een redoxreactie elektronen opnemen en daarmee een andere stof oxideren. Zij worden zelf gereduceerd. Bekende oxiderende middelen in de laboratoriumpraktijk zijn:
Oxiderende stoffen worden in de GHS/CLP-indeling gekenmerkt door het vlampictogram met cirkel (GHS03). Op het veiligheidsinformatieblad vindt u onder rubriek 9 de oxiderende eigenschappen en onder rubriek 7 de opslagvoorschriften. Sterke oxidatoren mogen doorgaans niet samen worden opgeslagen met brandbare stoffen; raadpleeg hiervoor de CLP-etiketteringsrichtlijnen.
De standaardaanpak in vier stappen: (1) splits de bruto-reactie in twee halfreacties, (2) balanceer elke halfreactie op massa (eerst het redoxatoom, dan zuurstof met H₂O, waterstof met H⁺, in basisch milieu daarna omzetten met OH⁻), (3) balanceer op lading door elektronen toe te voegen, (4) vermenigvuldig beide halfreacties zodat het aantal elektronen aan beide kanten gelijk is, tel op en vereenvoudig.
Bij een disproportioneringsreactie wordt hetzelfde element in dezelfde reactie zowel geoxideerd als gereduceerd. Een klassiek voorbeeld is de reactie van chloor met base: Cl₂ + 2 OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O, waarbij chloor deels naar Cl⁻ (gereduceerd, oxidatiegetal 0 → −1) en deels naar ClO⁻ (geoxideerd, 0 → +1) gaat. De omgekeerde reactie heet comproportionering.
Nee. Bij zuur-basereacties, precipitatiereacties en complexvormingsreacties veranderen de oxidatiegetallen niet — er is dus geen elektronoverdracht en dus geen redox. In een neutralisatie van HCl met NaOH blijft chloor −1, natrium +1, waterstof +1 en zuurstof −2 gedurende de hele reactie. Alleen wanneer minstens één atoom een verandering in oxidatiegetal ondergaat, is een reactie een redoxreactie.
Elke spontane redoxreactie levert vrije energie: ΔG = −nFE, met n het aantal overgedragen elektronen, F de Faraday-constante en E de celspanning. Deze relatie vormt de basis voor batterijen, brandstofcellen en elektrochemische opslag. Omgekeerd kan door aanleggen van een externe spanning een niet-spontane redoxreactie worden afgedwongen — het principe van elektrolyse en van elektrochemische synthese.
Labvakhandel levert een compleet assortiment voor redoxonderzoek: oxidator- en reductor-standaarden voor titraties (permanganaat, dichromaat, thiosulfaat), redox-indicatoren, potentiometers en voltammetriesystemen, referentie- en werkelektroden, en de bijbehorende glaswerk-, buffer- en veiligheidsbenodigdheden. Voor de veilige omgang met sterke oxidatoren en reductoren zijn zuurkasten, chemisch bestendige handschoenen en beschermingsmiddelen beschikbaar. Neem contact op voor advies over de juiste combinatie voor uw toepassing of bekijk het assortiment.
Disclaimer: De informatie in dit artikel is bedoeld als algemene technische toelichting. Canidae Seal B.V. / Labvakhandel.nl aanvaardt geen aansprakelijkheid voor de toepassing van deze informatie in specifieke analytische, klinische of industriële situaties. Raadpleeg voor uw eigen toepassing altijd de geldende normen, vakliteratuur en de documentatie van fabrikant en apparatuur.
Inloggen
Wachtwoord vergeten
Account aanmaken
Uw winkelwagen is leeg.
