redoxreacties

Redoxreacties, afgekort als reductie-oxidatiereacties, zijn chemische reacties waarin tegelijk oxidatie en reductie plaatsvinden. Een stof geeft elektronen af (wordt geoxideerd) en een andere stof neemt die elektronen op (wordt gereduceerd). De elektronenverplaatsing koppelt de twee processen, waardoor de netto verandering in oxidationstoestanden zichtbaar wordt.

Om redoxreacties te beschrijven worden vaak oxidation- en reductiehalfreacties gebruikt. De oxidatiehalfreactie laat zien welke stof elektronen verliest, de reductiehalfreactie welke stof ze opneemt. Door deze halfreacties elektronengeheel op te tellen ontstaat de totale reactie. Balanceren gebeurt door atomaire aantallen en lading in evenwicht te brengen; in zure of basische oplossing worden vaak water, H+ of OH− betrokken.

Een belangrijk hulpmiddel bij analyse is het redoxpotentiaal. Het standaard reductiepotentiaal E° geeft aan in welke mate een stof elektronen kan accepteren onder standaardomstandigheden. Een stof met een hoog E° werkt als sterke oxidator; bij combinatie met een passende reductie van de andere helft kan een spontane reactie optreden. Het verschil tussen twee redoxparen bepaalt de emf van een galvanische cel en kan worden berekend met de Nernstvergelijking bij andere concentraties.

Toepassingen zijn onder meer elektrochemie (batterijen, brandstofcellen), corrosie (roesten), metaalbewerking en diverse chemische syntheses. In de biologie spelen redoxreacties een sleutelrol: bijvoorbeeld de celademhaling waarbij NAD+/NADH elektronen overdraagt, en fotosynthese waarbij water wordt gesplitst. Redoxreacties zijn ook essentieel in milieuwetenschappen en waterbehandeling.

Voorbeeld: roesten van ijzer in natte lucht omvat oxidatie van ijzer naar Fe2+ of Fe3+, terwijl zuurstof wordt gereduceerd tot water.