Oxidatie-reductieprocessen en het verloop van redoxreacties

DEEL 2
THEMA 6. Redoxfuncties van stoffen en richting van redoxreacties
De richting van redoxreacties

De richting van een redoxreactie kan worden beoordeeld aan de hand van de verandering in de Gibbs-energie ∆G. Als ∆G < 0 is, is de reactie mogelijk; als ∆G > 0, is de reactie onmogelijk. Uit de thermodynamica is bekend dat ∆G = -n·F·E; E = φoxidator - φreductor, ofwel φoxidator > φreductor, wat mogelijk is bij E > 0 en ∆G < 0.
Beschouwen we de volgende reactie:
Deze bestaat uit twee halfreacties:
Aangezien φoxidator > φreductor, is een spontane reactie van links naar rechts mogelijk.
2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 + 2KCl
Van alle mogelijke redoxreacties onder gegeven omstandigheden verloopt het eerst de reactie met het grootste verschil in redoxpotentiaal.
Redoxreacties verlopen in de richting van de vorming van zwakkere oxidatoren en reductoren uit sterkere.

De rol van redoxprocessen

Elektrochemische processen
Elektrochemische processen zijn redoxreacties waarbij elektrische stroom ontstaat of wordt opgewekt door elektrische stroom.
Bij elektrochemische processen zijn de oxidatie- en reductiehalfreacties ruimtelijk van elkaar gescheiden. Elektronen bewegen niet direct van de reductor naar de oxidator, maar via een geleider in een externe stroomkring, waardoor elektrische stroom ontstaat. In dit type redoxreacties vindt wederzijdse omzetting plaats tussen chemische en elektrische energie.
Er zijn twee hoofdgroepen van elektrochemische processen:

• processen waarbij elektrische energie wordt omgezet in chemische energie (elektrolyse);

• processen waarbij chemische energie wordt omgezet in elektrische energie (galvanische elementen).

Bij redoxreacties van organische met anorganische stoffen fungeren organische stoffen meestal als reductor. Bij verbranding van een organische stof in een overmaat zuurstof ontstaan altijd kooldioxide en water. Complexer zijn reacties met minder actieve oxidatoren. In deze paragraaf worden alleen reacties besproken van vertegenwoordigers van belangrijke klassen organische stoffen met enkele anorganische oxidatoren.

Redoxreacties van organische verbindingen

Alkenen. Bij milde oxidatie worden alkenen omgezet in glycols (diolen). De reductie-atomen in deze reacties zijn koolstofatomen met een dubbele binding.
De reactie met kaliumpermanganaat in neutrale of zwak basische omgeving verloopt als volgt:
C2H4 + 2KMnO4 + 2H2O → CH2OH–CH2OH + 2MnO2 + 2KOH (koeling)
Onder hardere omstandigheden leidt oxidatie tot splitsing van de koolstofketen bij de dubbele binding en de vorming van twee zuren (of zouten in sterk basisch milieu) of een zuur en kooldioxide (in sterk basisch milieu – zout en carbonaat):

1. 5CH3CH=CHCH2CH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 → 5CH3COOH + 5C2H5COOH + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 17H2O (verwarming)

2. 5CH3CH=CH2 + 10KMnO4 + 15H2SO4 → 5CH3COOH + 5CO2 + 10MnSO4 + 5K2SO4 + 20H2O (verwarming)

3. CH3CH=CHCH2CH3 + 6KMnO4 + 10KOH → CH3COOK + C2H5COOK + 6H2O + 6K2MnO4 (verwarming)

4. CH3CH=CH2 + 10KMnO4 + 13KOH → CH3COOK + K2CO3 + 8H2O + 10K2MnO4 (verwarming)

Kaliumdichromaat in zwavelzuurmedium oxideert alkenen op een soortgelijke wijze als in reacties 1 en 2.