Halfreactie

Halfreacties worden gebruikt in redoxreacties, en hebben betrekking op de oxidatie of reductie van een stof. Per stof wordt beschreven hoe oxidator en reductor met elkaar samenhangen, welke stof of stoffen nog meer bij de reactie betrokken zijn en in de Tabel met E°-waarden wordt een maat aangegeven "hoe graag"[1] elektronen bij de oxidator van het paar "willen" zijn.

Een voorbeeld van een halfreactie is de volgende.

Cu²⁺ + 2 e⁻ ↔ Cu(s), E₀ = 0,34 V

Koperionen (Cu²⁺) kunnen onder opname van twee elektronen in vast koper overgaan (reductie), maar omgekeerd kan het metaal ook geïoniseerd worden (oxidatie) tot het ion. Bij deze reactie zijn geen andere stoffen betrokken, het koper(II)-ion "trekt" met 0,34 V aan elektronen.

Voorbeeld

Een oplossing van een koper(II)zout wordt in een ijzeren bakje gedaan. Omdat koper (Cu) een edeler metaal is dan ijzer, heeft het een hogere redox-potentiaal (als elektronen kunnen kiezen, zitten ze "liever" bij koper dan bij ijzer). De halfreactie van het koper verloopt daarmee in de reducerende richting en het ijzer oxideert tegelijkertijd ("roest").

Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu(s)	(reductie)
Fe(s) → Fe²⁺ + 2 e⁻	(oxidatie)

(dit voorbeeld wordt in redoxreacties beschreven)

Deze reactie zal niet spontaan in de andere richting verlopen, omdat het redoxpotentiaal van koper groter is dan dat van ijzer. Dit is daarom een belangrijk kenmerk van halfreacties. In het bovenstaande voorbeeld geldt:

Fe²⁺/Fe, E₀ = −0,41 V
Cu²⁺/Cu, E₀ = +0,34 V

Het redoxpotentiaal is uiteraard afhankelijk van bijvoorbeeld temperatuur en concentratie, en ook is er bij veel reacties een zekere activeringsenergie nodig waardoor een positief potentiaalverschil niet altijd een garantie is voor een daadwerkelijke spontaan verlopende reactie.

Zie ook

Bronnen, noten en/of referenties

Uiteraard "willen" elektronen niets. Als manier van beschrijven is er weinig bezwaar tegen, zolang boven water blijft dat elektronen slechts gestuurd worden door potentiaalverschillen. Een wetenschappelijke formulering is verdedigbaar, maar voor diegenen die iets van een halfreactie willen weten vaak voorzien van (te) veel jargon.

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[1] Uiteraard "willen" elektronen niets. Als manier van beschrijven is er weinig bezwaar tegen, zolang boven water blijft dat elektronen slechts gestuurd worden door potentiaalverschillen. Een wetenschappelijke formulering is verdedigbaar, maar voor diegenen die iets van een halfreactie willen weten vaak voorzien van (te) veel jargon.