is een korte uitdrukking, die in de scheik. in gebruik is om de oxyderende, resp. reducerende eigenschappen van een oplossing te karakteriseren. W anneer oxydatie opgeval wordt als verlies van electronen en reductie als opnemen van electronen, dan kan men b.v. voor ijzer-ionen opschrijven:
Fe++ - e -> Fe+++ en Fe+++ + e > Fe++, waarin e het symbool voor een electron is. Wanneer het electron, dat hel ferro-ion, Fe++ ter beschikking kan stellen, door een andere stof wordt opgenomen, dan zal deze stof dus gereduceerd worden, en het ferro-ion wordt geoxideerd tot het ferri-ion, Fe+++ . Men zegt dan, dat het ferro-ion als reductiemiddel optreedt. Van deze reactie wordt gebruik gemaakt bij de titratie met kaliumpermanganaat van een ferro-zout, waarbij het permanganaat-ion door het ferro-ion gereduceerd wordt. Andere vb. kan men ontlenen aan de verschijnselen die zich voordoen, wanneer een metaal gebracht wordt in een oplossing van zijn eigen ionen. Het metaal heeft een electrische potentiaal t.o.v. de oplossing, die gemeten kan worden. Deze potentiaal is, bij constante temp., afhankelijk van het metaal en de concentratie van de metaalionen in de oplossing.
De waarde van de potentiaal in een oplossing die normaal is aan metaalionen noemt men de normaal-potentiaal van het betreffende metaal. Bij onderlinge vergelijking van deze normaalpotentialen blijkt dat de potentialen van edele metalen hoger zijn dan van niet-edele metalen. De theorie leert, dat het evenwicht van een metaal in een oplossing van zijn ionen gekenmerkt is door de reactie metaal metaalion + electronen, dus b.v. voor zilver: Ag ⇄ Ag+ + e. Van l. n. r. is deze reactie een oxydatie, van r.n.l. gelezen een reductie. Men noemt deze potentiaal daarom een redox-polentiaal of oxidatie-reductie-potentiaal, die dus afhankelijk is van het metaal, de concentratie van zijn ionen in de oplossing en de temperatuur.
Behalve van metalen kan men ook redoxpotentialen meten van niet-metalen als men er in slaagt een proef-opstelling te maken, waarbij het niet-metaal fungeert als een electrode, die geschikt is voor de bepaling van de electrische potentiaal t.o.v. een oplossing zijner ionen. Het meest bekende voorbeeld is de waterstofgas-electrode, waarmede de pH gemeten kan worden. In een daarvoor geschikt toestel wordt waterstofgas, H2, bij 1 atmosfeer, geadsorbeerd aan een platinadraad, die op de daartoe voorgeschreven wijze bedekt is met een laagje zeer poreus, sponsachtig platina, dat, door electrolyse neergeslagen, zwart is, z.g. platinazwart. Het hierop geadsorbeerde waterstofgas gedraagt zich nu als een waterstofgas-electrode. Gebracht in een oplossing, die waterstofionen, H+ , bevat, is er dus aan deze electrode het evenwicht :H2->2H+ + 2c. De electrische potentiaal van deze electrode is dus afhankelijk van de watcrstofionenconcentratie der oplossing.
Hij kan dus gebruikt worden om de pH te bepalen. Aanvankelijk is men zo te werk gegaan, doch langzamerhand is deze werkwijze, die vrij bewerkelijk is, vervangen door andere methoden. Bij afspraak is de potentiaal van de normaal waterstofgas-electrode bij een druk van de waterstof van 1 atmosfeer bij alle temp. nul gesteld, zodat men alle potentialen t.o.v. dit nulpunt bepalen kan. De normaal redoxpotentialen nu kan men rangschikken naar hun waarden t.o.v. de normaalwaterstofgas-electrode. Een systeem met een hogere potentiaal oxydeert een systeem met een lagere potentiaal, en omgekeerd reduceert een systeem met een lagere potentiaal een systeem met een hogere potentiaal. Een bekende toepassing treft men aan in de fotografie.
Het ontwikkelen berust op een reductie van de zilververbindingen tot zilvermetaal door de ontwikkelaar, die het reductiemiddel, b.v. hydrochinon, bevat. In de techniek wint men uit verdunde oplossingen van koperzouten, b.v. kopersulfaat, het koper als metaal door de oplossingen te leiden over ijzer. Hierbij is de reactie: Cu++ + Fe -> Fe++ + Cu. Aangezien ijzer minder edel is dan koper, drukt men zich wel zo uit, dat men zegt: de minder edele component verdringt de edelere component uit zijn oplossingen. Ditzelfde verschijnsel doet zich ook voor als uit zink en zwavelzuur waterstofgas ontwikkeld wordt: Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2.
Redoxpotentialen en redoxverschijnselen zijn overal van grote betekenis. In het levende organisme treden met medewerking van enzymen oxydaties op door zuurstofoverdracht of door onttrekken van waterstof, die dan weer door zuurstof geoxydeerd kan worden. De pH is voor vele redoxreaeties van zeer grote betekenis.
Bij de beoordeling van de toestand van de bodem is de kennis van redoxverschijnselen van grote betekenis. Verschillen zijn vaak herkenbaar aan bepaalde verkleuringen. De bepaling van de redox van de bodem is echter niet gemakkelijk.
H.J. C. TENDELOO