Standaard Reductiepotentiaal en Toepassing

Blok 1: Inleiding standaard reductiepotentiaal en meetmethode

Definitie

De standaard reductiepotentiaal is een maat voor het oxiderend of reducerend vermogen van een redoxkoppel, gemeten onder standaardcondities: een concentratie van 1,00 mol · L⁻¹ voor alle opgeloste stoffen, een druk van 1,00 atm voor alle gassen, en een temperatuur van 25,0°C (298 K). De waarde wordt bepaald door het redoxkoppel op te nemen als elektrode in een galvanisch element, gecombineerd met een referentie-elektrode, meestal een waterstofelektrode met door conventie toegewezen potentiaal [INLINE EQUATION]E°(Hz) = 0,00 V[/INLINE EQUATION].

Belangrijke concepten

• Elk redoxkoppel bezit een karakteristieke E°-waarde afhankelijk van zijn specifieke chemische aard.

• Het oxiderend vermogen van een oxidator en het reducerend vermogen van een reductor worden tegen elkaar afgezet door hun elektrodepotentiaal onder gestandaardiseerde omstandigheden te vergelijken met de standaard waterstofelektrode (SHE).

• Enkel bij standaardcondities zijn elektrodepotentialen onderling vergelijkbaar; afwijkingen in concentratie, druk of temperatuur beïnvloeden de gemeten potentiaal.

• De meetmethode zorgt voor uniformiteit: elk koppel wordt ten opzichte van H₂/H⁺ bepaald, waarbij H₂ aan 1,00 atm over een platina-elektrode stroomt, in zuur met [INLINE EQUATION][H⁺] = 1,00 mol · L⁻¹[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Opstelling: - Koppel 1: te onderzoeken redoxsysteem, bijvoorbeeld Cu²⁺(aq) + 2e⁻ ⇌ Cu(s) - Koppel 2: referentie (SHE): 2H⁺(aq) + 2e⁻ ⇌ H₂(g)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Het potentiaalverschil over het galvanisch element geeft direct de standaardpotentiaal van het onderzochte koppel: [BLOCK_EQUATION]E^{\circ}_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = E_{\text{gemeten}}[/BLOCK_EQUATION] aangezien voor de SHE [INLINE EQUATION]E°(Hz) = 0,00 V[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 1: Meting van E° voor het koppel Ag⁺/Ag[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Opstelling: - Linker elektrode: Ag- elektrode in 1,00 mol · L⁻¹ AgNO₃ - Rechter elektrode: SHE met 1,00 mol · L⁻¹ H⁺, H₂(g) aan 1,00 atm, Pt-elektrode[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De galvanische cel wordt verbonden zodat elektronen van de SHE naar de zilverelektrode vloeien. Het gemeten potentiaalverschil is +0,80 V (Ag-elektrode positief t.o.v. SHE).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Dus: [BLOCK_EQUATION]E^{\circ}_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0,80\,\text{V}[/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2: Meting van E° voor het koppel Fe²⁺/Fe[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Opstelling: - Linker elektrode: Fe-elektrode in 1,00 mol · L⁻¹ FeSO₄ - Rechter elektrode: SHE[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Het gemeten potentiaalverschil is -0,44 V (ijzerelektrode negatief t.o.v. SHE).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Dus: [BLOCK_EQUATION]E^{\circ}_{\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}} = -0,44\,\text{V}[/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Foutief gebruik van geen standaardcondities: Elke afwijking van [INLINE EQUATION][Ox][/INLINE EQUATION] of [INLINE EQUATION][Red] = 1,00 mol · L⁻¹[/INLINE EQUATION], [INLINE EQUATION]P_{gas} \neq 1\,\text{atm}[/INLINE EQUATION] of [INLINE EQUATION]T \neq 25^\circ\text{C}[/INLINE EQUATION] maakt de potentiaal niet gelijk aan E°.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Verkeerde oriëntatie van SHE en onbekend elektrode: de positief/negatief poolaanduiding verwisselen, waardoor het teken van E° foutief wordt afgeleid.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Blok 2: Interpretatie van de waarde van E°[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] De standaardpotentiaal (E°) of "redoxpotentiaal" weerspiegelt het vermogen van een oxidator of reductor in zijn koppel om respectievelijk elektronen op te nemen of af te staan, altijd gemeten t.o.v. de standaard waterstofelektrode. De waarde geeft een directe aanwijzing van de plaats van het koppel in de potentiaalreeks. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]E° bepaalt relatieve sterkte: - [BOLD][INLINE EQUATION]E^\circ > 0[/INLINE EQUATION]:[/BOLD] Het oxiderend vermogen van de oxidator (Ox) is groter dan dat van H⁺; het reducerend vermogen van de reductor (Red) is kleiner dan dat van H₂. - [BOLD][INLINE EQUATION]E^\circ < 0[/INLINE EQUATION]:[/BOLD] Het oxiderend vermogen van Ox is kleiner dan dat van H⁺; het reducerend vermogen van Red is groter dan dat van H₂.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De waarde van E° dient altijd relatief te worden geïnterpreteerd t.o.v. de SHE ([INLINE EQUATION]E°(Hz) = 0,00 V[/INLINE EQUATION]).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Vergelijkingen bij interpretatie: - Als [INLINE EQUATION]E^\circ > 0[/INLINE EQUATION]: [BLOCK_EQUATION]\text{(oxiderend vermogen van Ox)} > \text{(oxiderend vermogen van H}^+\text{)}[/BLOCK_EQUATION] [BLOCK_EQUATION]\text{(reducerend vermogen van Red)} < \text{(reducerend vermogen van H}_2\text{)}[/BLOCK_EQUATION] - Als [INLINE EQUATION]E^\circ < 0[/INLINE EQUATION]: [BLOCK_EQUATION]\text{(oxiderend vermogen van Ox)} < \text{(oxiderend vermogen van H}^+\text{)}[/BLOCK_EQUATION] [BLOCK_EQUATION]\text{(reducerend vermogen van Red)} > \text{(reducerend vermogen van H}_2\text{)}[/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 1: E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Cu²⁺ heeft een hoger oxiderend vermogen dan H⁺; Cu-metaal is een zwakkere reductor dan H₂(g).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]In de praktijk zal Cu²⁺(aq) dus H₂(g) kunnen oxideren tot H⁺(aq).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2: E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Zn²⁺ is een zwakkere oxidator dan H⁺; Zn-metaal is een sterkere reductor dan H₂.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Zn kan dus H⁺(aq) reduceren tot H₂(g).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Verkeerd interpreteren van het teken van E°: een negatieve waarde betekent niet dat het koppel nooit kan reageren, enkel dat zijn agentia zwakker of sterker zijn dan die van het standaardkoppel.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Oxiderend en reducerend vermogen omwisselen: Ox verwijst altijd naar de geoxideerde vorm, Red naar de gereduceerde vorm.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Blok 3: Invloed van oxidans/reductans op E°[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] De grootte van de standaardpotentiaal [INLINE EQUATION]E^\circ_{\text{ox}}[/INLINE EQUATION] of [INLINE EQUATION]E^\circ_\text{Red}[/INLINE EQUATION] van een redoxkoppel wordt direct beïnvloed door het oxiderend vermogen van de oxidans of het reducerend vermogen van de reductans in datzelfde koppel. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Een stijgend oxiderend vermogen bij de oxidans verhoogt de bijhorende standaardpotentiaal: [BLOCK_EQUATION]E^{\circ}_{\text{ox}} \uparrow \implies (\text{oxiderend vermogen oxidans} \uparrow)[/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Een stijgend reducerend vermogen bij de reductans verlaagt de standaardpotentiaal: [BLOCK_EQUATION]E^{\circ}_{\text{Red}} \downarrow \implies (\text{reducerend vermogen reductans} \uparrow)[/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Notatie: - Ox/red: oxidator/reductor - [INLINE EQUATION]E^\circ_{\text{ox}}[/INLINE EQUATION]: standaardpotentiaal van het koppel bij oxidans - [INLINE EQUATION]E^\circ_{\text{Red}}[/INLINE EQUATION]: standaardpotentiaal bij reductor (identiek, zelfde koppel, maar beschouwing vanuit reducerende kracht)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 1: Halogenidenreeks[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]F₂ + 2e⁻ → 2F⁻, E° = +2,87 V (zeer sterke oxidator, hoogste [INLINE EQUATION]E^\circ_{\text{ox}}[/INLINE EQUATION])[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]I₂ + 2e⁻ → 2I⁻, E° = +0,54 V (zwakkere oxidator, lagere [INLINE EQUATION]E^\circ_{\text{ox}}[/INLINE EQUATION])[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2: Alkali- en aardalkalimetaal[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]K⁺ + e⁻ → K, E° = -2,93 V (zeer sterke reductor, sterk negatief [INLINE EQUATION]E^\circ_{\text{Red}}[/INLINE EQUATION])[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Sr²⁺ + 2e⁻ → Sr, E° = -2,89 V (idem)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Veronderstellen dat E° altijd toeneemt met zowel sterke oxidatie als sterke reductie in het koppel. In werkelijkheid zijn ze aan elkaar gekoppeld: een sterkere oxidator maakt een zwakkere reductor binnen hetzelfde koppel, wat zichtbaar is aan de tegengestelde trends in [INLINE EQUATION]E^\circ_{\text{ox}}[/INLINE EQUATION] en [INLINE EQUATION]E^\circ_{\text{Red}}[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Blok 4: Richtingen en regels bij redoxreacties en E°-waarden[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] De richting van halfreacties en het gebruik van E°-waarden verloopt volgens strikt vastgelegde regels om consistentie bij het opstellen en combineren van redoxreacties te waarborgen. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Standaardrichting:[/BOLD] Een halfreactie wordt altijd in reductierichting geschreven: [BLOCK_EQUATION]\text{Ox} + ne^- \rightarrow \text{Red}[/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Omgekeerde richting:[/BOLD] Wordt de halfreactie als oxidatie gebruikt, het teken van E° omkeren.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Reactievergelijking:[/BOLD] De oxidans uit het koppel met de hoogste E° reageert met de reductans van het koppel met de laagste E° om de spontane reactie te vormen.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]E° bij omkeren van vergelijking: [BLOCK_EQUATION]\text{Ox} + ne^- \rightarrow \text{Red} \quad E^\circ[/BLOCK_EQUATION] [BLOCK_EQUATION]\text{Red} \rightarrow \text{Ox} + ne^- \quad -E^\circ[/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Selecteren van reactiekoppels: - Koppel 1: hoogste E° (oxidans reageert als oxidator, ondergaat reductie) - Koppel 2: laagste E° (reductans reageert als reductor, ondergaat oxidatie)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 1:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Koppels: - Ag⁺/Ag, E° = +0,80 V - Zn²⁺/Zn, E° = -0,76 V[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Reactie: - Ag⁺ + e⁻ → Ag (reductie, hoogste E°, blijft in deze richting) - Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (oxidatie, moet worden omgekeerd: E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V → E° = +0,76 V, maar teken omkeren) - Netto: 2Ag⁺ + Zn → 2Ag + Zn²⁺[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Koppels: - Fe³⁺/Fe²⁺, E° = +0,77 V - Cr³⁺/Cr²⁺, E° = -0,41 V[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Hoogste E°: Fe³⁺/Fe²⁺ (reductie)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Laagste E°: Cr²⁺ → Cr³⁺ + e⁻ (oxidatie)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Netto: Fe³⁺ + Cr²⁺ → Fe²⁺ + Cr³⁺[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]E°-waarden foutief opgeteld in plaats van het verschil te nemen, of het niet omkeren van het teken bij oxidatiereacties.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Foutieve selectie van oxidans en reductans, bijvoorbeeld kiezen voor de laagste E° als oxidans.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Blok 5: Nernstvergelijking[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] De Nernstvergelijking legt het verband tussen de elektrodepotentiaal onder niet-standaardcondities en de concentratie van oxidator en reductor, het aantal uitgewisselde elektronen, en de standaardpotentiaal van het koppel. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De elektrodepotentiaal E varieert met de verhouding [INLINE EQUATION][Ox]/[Red][/INLINE EQUATION]; wanneer de concentraties van Ox en Red gelijk zijn (en dus [INLINE EQUATION][Ox]/[Red] = 1[/INLINE EQUATION]), geldt [INLINE EQUATION]E = E^\circ[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Voor invloed van concentratie, druk, en temperatuur wordt rekening gehouden met het aantal uitgewisselde elektronen in de halfreactie.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De factor 0,059 in de Nernstvergelijking geldt bij [INLINE EQUATION]T = 25^\circ\mathrm{C}[/INLINE EQUATION] en het gebruik van logaritmes basis 10.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [PARAGRAPH] Voor een algemene halfreactie: [BLOCK_EQUATION]\text{Ox} + ne^- \longleftrightarrow \text{Red}[/BLOCK_EQUATION] Geldt onder niet-standaardcondities: [BLOCK_EQUATION] E = E^\circ + \frac{0,059}{n} \log\left( \frac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]} \right) [/BLOCK_EQUATION] - E: reële elektrodepotentiaal (V) - E°: standaard potentiaal (V) - n: aantal uitgewisselde elektronen - [INLINE EQUATION][Ox][/INLINE EQUATION]: molaire concentratie van oxidator - [INLINE EQUATION][Red][/INLINE EQUATION]: molaire concentratie van reductor [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 1:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Halfreactie: Fe³⁺ + e⁻ ⇌ Fe²⁺, E° = +0,77 V, n = 1[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Gegeven: [Fe³⁺] = 0,010 mol · L⁻¹, [Fe²⁺] = 0,10 mol · L⁻¹ [BLOCK_EQUATION] E = 0{,}77 + \frac{0{,}059}{1} \log \left( \frac{0{,}010}{0{,}10} \right) \\ = 0{,}77 + 0{,}059 \times \log(0,10) \\ = 0{,}77 + 0{,}059 \times (-1) \\ = 0{,}77 - 0{,}059 \\ = 0{,}71 \text{ V} [/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De reële potentiaal van de Fe³⁺/Fe²⁺-elektrode onder deze omstandigheden is 0,71 V.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Halfreactie: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ ⇌ Mn²⁺ + 4H₂O, E° = +1,51 V, n = 5[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Gegeven: [MnO₄⁻] = 0,050 mol · L⁻¹, [Mn²⁺] = 0,10 mol · L⁻¹ [BLOCK_EQUATION] E = 1{,}51 + \frac{0{,}059}{5} \log \left( \frac{0{,}050}{0{,}10} \right) \\ = 1{,}51 + 0{,}0118 \times \log(0,50) \\ = 1{,}51 + 0{,}0118 \times (-0,301) \\ = 1{,}51 - 0,00355 \\ = 1{,}506 \text{ V} [/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Verkeerd invullen van [INLINE EQUATION][Ox][/INLINE EQUATION] en [INLINE EQUATION][Red][/INLINE EQUATION], vooral bij complexe ionen of meervoudige elektronenoverdracht.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Niet rekening houden met de waarde van [INLINE EQUATION]n[/INLINE EQUATION], waardoor de potentiële bijdrage veel te groot of te klein uitvalt.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Nemen van [INLINE EQUATION]\log([Red]/[Ox])[/INLINE EQUATION] i.p.v. [INLINE EQUATION]\log([Ox]/[Red])[/INLINE EQUATION], wat leidt tot foutief teken van de correctiefactor.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Blok 6: Bepaling van de potentiaal van een galvanische cel[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] De standaardcelpotentiaal ([INLINE EQUATION]E_\text{cel}[/INLINE EQUATION]) van een volledige galvanische cel is het verschil tussen de standaard reductiepotentiaal van het koppel waar de reductie plaatsvindt (kathode, hoogste E°) en die van het koppel waar de oxidatie plaatsvindt (anode, laagste E°). [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De spontane celreactie verloopt enkel als [INLINE EQUATION]E_\text{cel} > 0[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Bij berekenen van [INLINE EQUATION]E_\text{cel}[/INLINE EQUATION] steeds de reductierichting (zoals genoteerd in tabellen) als basis nemen en voor de oxidatiereactie het teken van E° omkeren.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De keuze van kathode en anode is functioneel: kathode ontvangt elektronen (reductie), anode staat elektronen af (oxidatie).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [PARAGRAPH] - Standaardformule: [BLOCK_EQUATION] E_{\text{cel}} = E^{\circ}(\text{reductie}) - E^{\circ}(\text{oxidatie}) [/BLOCK_EQUATION] - [INLINE EQUATION]E_\text{cel}[/INLINE EQUATION] in volt (V) [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 1:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Cel: Cu²⁺(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn²⁺(aq)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Halfreacties: - Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (E° = +0,34 V, kathode) - Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V, anode; voor oxidatie omgekeerd teken)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Berekening: [BLOCK_EQUATION] E_{\text{cel}} = 0,34\, V - (-0,76\, V) = 1,10\, V [/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De cel levert een spanning van 1,10 V onder standaardcondities.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Cel: Fe³⁺(aq) + Cr²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cr³⁺(aq)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Halfreacties: - Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ (E° = +0,77 V, kathode) - Cr²⁺ → Cr³⁺ + e⁻ (E°(Cr³⁺/Cr²⁺) = -0,41 V, anode; omkeren van richting en teken)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Berekening: [BLOCK_EQUATION] E_{\text{cel}} = 0,77\, V - (-0,41\, V) = 1,18\, V [/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Verwisselen van kathode en anode bij bepalen van [INLINE EQUATION]E_\text{cel}[/INLINE EQUATION], wat leidt tot een foute, vaak negatieve waarde van [INLINE EQUATION]E_\text{cel}[/INLINE EQUATION].[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Foutief optellen van standaardpotentialen zonder te letten op de juiste toekenning van reductie en oxidatie.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Samenvatting[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De standaard reductiepotentiaal E° geeft het relatieve oxiderende of reducerende vermogen van een redoxkoppel onder standaardcondities t.o.v. de standaard waterstofelektrode.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Een positieve E° betekent dat Ox een sterker oxiderend vermogen heeft dan H⁺; een negatieve E° betekent het omgekeerde.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Het oxiderend vermogen van de oxidans en het reducerend vermogen van de reductans bepalen de waarde van E°, waarbij elk halfkoppel dynamisch een andere waarde kan aannemen afhankelijk van de aard van de stof.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Spontane redoxreacties verlopen altijd van de oxidans met de hoogste E° (kathode) naar de reductans met de laagste E° (anode).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Onder niet-standaardcondities wordt de potentiële waarde berekend via de Nernstvergelijking, die rekening houdt met concentraties en het aantal overgedragen elektronen.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]De celpotentiaal volgt uit het verschil tussen de standaardpotentiaal van de reductie- en oxidatiereactie.[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Oefenvragen[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 1:[/BOLD] Gegeven de volgende standaardpotentialen: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O   E° = +1,51 V Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺            E° = +0,77 V Bereken de standaardcelpotentiaal voor de reactie: 5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]MnO₄⁻ wordt gereduceerd (hoogste E°), Fe²⁺ wordt geoxideerd (E° van Fe³⁺/Fe²⁺ is lager, maar moet worden omgedraaid voor oxidatie).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]E°(reductie) = +1,51 V (kathode, MnO₄⁻/Mn²⁺)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]E°(oxidatie) = +0,77 V (anode, Fe²⁺/Fe³⁺, maar omkeren van richting betekent teken omkeren: -0,77 V)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Dus: [BLOCK_EQUATION] E_{\text{cel}} = 1,51\,\text{V} - 0,77\,\text{V} = 0,74\,\text{V} [/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 2:[/BOLD] Voor het koppel Fe³⁺/Fe²⁺, gegeven E° = +0,77 V, bereken de elektrodepotentiaal indien [Fe²⁺] = 1,5·10⁻³ mol · L⁻¹ en [Fe³⁺] = 2,5·10⁻³ mol · L⁻¹ (25°C). [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Gebruik de Nernstvergelijking met n = 1: [BLOCK_EQUATION] E = 0,77 + 0,059 \log \left( \frac{2,5 \times 10^{-3}}{1,5 \times 10^{-3}} \right) \\ = 0,77 + 0,059 \log(1,666...) \\ = 0,77 + 0,059 \times 0,2218 \\ = 0,77 + 0,013 \\ = 0,783 \text{ V} [/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 3:[/BOLD] Leg uit waarom een redoxreactie tussen Cl₂(g) (E° = +1,36 V) en Ni(s) (E°(Ni²⁺/Ni) = -0,25 V) spontaan kan verlopen en formuleer de halfreacties en de globale reactie. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Cl₂ heeft een veel hogere E° dan Ni²⁺/Ni; Cl₂ zal als oxidans optreden (reductie), Ni als reductor (oxidatie).[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Halfreacties: - Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ E° = +1,36 V (reductie) - Ni → Ni²⁺ + 2e⁻ E° = -0,25 V (oxidatie, omkering van reductiereactie)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Celpotentiaal: [BLOCK_EQUATION] E_{\text{cel}} = 1,36\,\text{V} - (-0,25\,\text{V}) = 1,61\,\text{V} [/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Globale reactie: [BLOCK_EQUATION] Cl_2(g) + Ni(s) \rightarrow 2Cl^-(aq) + Ni^{2+}(aq) [/BLOCK_EQUATION][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 4:[/BOLD] Welke koppel is de sterkste oxidator: Br₂/Br⁻ (E° = +1,07 V) of Fe³⁺/Fe²⁺ (E° = +0,77 V)? [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH]Br₂/Br⁻ heeft een hogere E°, dus Br₂ is de sterkste oxidator van deze twee koppels.