Springen naar inhoud

[chemie] redoxreactie uitbalanceren in alkalisch milieu.


  • Log in om te kunnen reageren

#1

ceetn

    ceetn


  • >100 berichten
  • 217 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 19 juni 2009 - 17:47

Dag allen,
deze redoxreactie wil maar niet lukken:

Cl2 --> Cl - + ClO3-

Ik noteer de halfreacties en balanceer de H en O atomen uit met H2O en OH-. Nadien breng ik de ladingsbalans in orde door elektronen toe te voegen. Dit levert het onderstaande resultaat.

1) reductie: ( Cl2 + 2 e- --> 2 Cl- ) x 5

2) oxidatie: Cl2 + 6H2O + 12 OH- --> 2 ClO3- + 12 H2O + 10 e-

De totale reactie zou dan moeten worden ( som van de 2 ):

5 Cl2 + Cl2 + 6H2O + 12 OH- --> 10 Cl- + 2 ClO3- + 12 H2O.

Dit stemt echter niet overeen met de oplossing. Kan ik dit misschien nog vereenvoudigen ?

Bedankt !

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

JohnB

    JohnB


  • >250 berichten
  • 711 berichten
  • VIP

Geplaatst op 19 juni 2009 - 18:06

Noot: voor deze redoxreactie heb je wel een spanningsbron nodig.

In mijn BINAS tabel 48 staat de volgende oxidatie:

Cl- + 3 H2O --> ClO3- + 6 H+ + 6 e-

Deze lijkt me ook meer van toepassing op deze situatie.

Dat zou deze totaalreactie geven:

3 Cl2 + 3 H2O --> 5 Cl- + ClO3- + 6 H+

#3

Klintersaas

    Klintersaas


  • >5k berichten
  • 8614 berichten
  • VIP

Geplaatst op 19 juni 2009 - 18:15

5 Cl2 + Cl2 + 6H2O + 12 OH- --> 10 Cl- + 2 ClO3- + 12 H2O.

De Cl2's in het linkerlid kun je bij elkaar optellen en vervolgens kun je alle voorgetallen delen door twee. Dat geeft de oplossing van JohnB. Die OH- in het linkerlid lijkt met op het eerste gezicht nergens voor nodig, aangezien de ladingen in balans zijn zonder.

Geloof niet alles wat je leest.

Heb jij verstand van PHP? Word Technicus en help mee om Wetenschapsforum nog beter te maken!


#4

ceetn

    ceetn


  • >100 berichten
  • 217 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 19 juni 2009 - 18:18

K, de oplossing van johnB is wel degelijk de correcte,

Ik dacht de OH's nodig te hebben om de halfreactie uit te balanceren ?

Veranderd door ceetn, 19 juni 2009 - 18:22


#5

ToonB

    ToonB


  • >250 berichten
  • 817 berichten
  • VIP

Geplaatst op 19 juni 2009 - 18:37

Noot: voor deze redoxreactie heb je wel een spanningsbron nodig.

In mijn BINAS tabel 48 staat de volgende oxidatie:

Cl- + 3 H2O --> ClO3- + 6 H+ + 6 e-

Deze lijkt me ook meer van toepassing op deze situatie.

Dat zou deze totaalreactie geven:

3 Cl2 + 3 H2O --> 5 Cl- + ClO3- + 6 H+


Je gaat toch helemaal geen protonen aanmaken in alkalisch midden, of heb ik nou last van hersenkronkels ;)
Om reacties uit te balanceren in alkalisch midden worden OH- ionen gebruikt, en wordt water aangemaakt.

Volgens mij is het dus wel inderdaad
Cl2+12OH-->2ClO3-+10e-+6H2O als oxidatie (en waarom jij er links en rechts 6 waters bijgooit snap ik niet)
als reductie klopt de reactie
(Cl2+2e-->2Cl-)x5
--------------------------------------------------
optellen levert:
6Cl2+12OH-->2ClO3-+10Cl-+6H2O

Alles valt de delen door 2 en je resultaat is:
3Cl2+6OH-->ClO3-+5Cl-+3H2O


EDIT: had toch nog een klein foutje in mijn redoxreactie. Hoewel het principe van de hydroxide-ionen mij juist lijkt. Mijn 'waters' klopten niet. Zo zou ze volgens mij correct moeten zijn.
"Beep...beep...beep...beep"
~Sputnik I

#6

JohnB

    JohnB


  • >250 berichten
  • 711 berichten
  • VIP

Geplaatst op 19 juni 2009 - 18:54

Ik had "alkalisch midden" niet gelezen. En ik weet ook niet precies wat dat inhoudt eigenlijk.
Toon, kan je dat kort uitleggen?

#7

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8933 berichten
  • VIP

Geplaatst op 19 juni 2009 - 19:37

alkalisch midden betekent dat je in een basische omgeving zit. Basisch en alkalisch betekenen hetzelfde. In een basische omgeving treden geen halfreacties op die H+ benutten.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#8

ceetn

    ceetn


  • >100 berichten
  • 217 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 19 juni 2009 - 20:14

Volgens mij is het dus wel inderdaad
Cl2+12OH-->2ClO3-+10e- als oxidatie (en waarom jij er links en rechts 6 waters bijgooit snap ik niet)als reductie klopt de reactie
(Cl2+2e-->2Cl-)x5
--------------------------------------------------
optellen levert:
6Cl2+12OH-->2ClO3-+10Cl-
alles valt door 2 te delen en je eindigt met

3Cl2+6OH-->ClO3-+5Cl-


Op school werd mij aangeleerd als volgt te werk te gaan in een basisch milieu ( om de H en O balans in orde te krijgen );

1) voeg aan de kant waar O atomen te weinig zijn, evenveel H2O toe.
2) aan de kant waar waterstof atomen te weinig zijn evenveel H2O moleculen toevoegen, aan andere kant dan evenveel OH - ionen toevoegen.

#9

ToonB

    ToonB


  • >250 berichten
  • 817 berichten
  • VIP

Geplaatst op 19 juni 2009 - 20:29

het stuk waar ik zeg: (en waarom jij er links en rechts 6 waters bijgooit snap ik niet) slaat op het feit dat je links en rechts H2O hebt.
Net zoals in de wiskunde. Als in 2 kanten van de vergelijking een veelvoud van eenzelfde molecule staat, deel je hem weg aan 1 kant.
Je kan niet links water hebben, en het rechts terugkrijgen in eenzelfde deelreactie. dan telt het als katalysator, en dient het boven de reactiepijl geschreven te worden, en niet 'in' je reactie.

daarnaast lijkt er me een 'verwarring' tussen een basisch (of alkalisch) milieu en een basische reagentia

In een basisch milieu zal er een 'aanbod' zijn aan OH- ionen. je water is dan basischer als bij pH 7 en er is een evenwicht H2O <-> H3O+ + OH-
Deze reactie wordt door aanwezige basen in je oplossing 'overgeheld' naar links, aangezien er 'te veel' hydroxide ionen zijn (niet zo letterlijk nemen die teveel, is maar om principe te illustreren).
de H3O+ ionen zullen reageren met je hydroxides om water te vormen, en zo terug naar dat evenwicht terug te werken (principe van Le Chatelier).

Het opspliten van water in nieuwe hydroxide-ionen en protonen lijkt me in te gaan tegen dit principe.

2) aan de kant waar waterstof atomen te weinig zijn evenveel H2O moleculen toevoegen, aan andere kant dan evenveel OH - ionen toevoegen.

Dit lijkt me eerder een basich reagens, dat protonen gaat opnemen.

Maar mij is altijd aangeleerd redoxen op te lossen op deze manier. Misschien kan iemand bevestigen of ontkennen?
"Beep...beep...beep...beep"
~Sputnik I

#10

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8933 berichten
  • VIP

Geplaatst op 21 juni 2009 - 20:04

Laat ik de halfreactie behorende bij het redoxkoppel Cl2/ClO3- uitwerken als voorbeeld.

De oxidatietoestand van Cl in Cl2 is 0, en in ClO3- +5.
Cl2 is in dit geval dus een reductor. Het opstellen van de halfreactie begint dan met:

Cl2 --> 2 ClO3- + 10e

Omdat aan de rechterkant O-atomen voorkomen moet er aan de linkerkant een stof komen te staan die O-atomen kan leveren. Per O-atoom dat je mist moet je 2 OH- ionen toevoegen; De een levert het O-atoom, de ander neemt de dan overgebleven H op en vormt water. Ik denk dat het daar fout ging bij ceetn; aan de kant waar O tekort is moet je niet H2O gebruiken (en dit vervolgens proberen te balanceren door aan de andere kant net zoveel H2O toe te voegen) maar, zoals ik al aangaf, OH-. De reactieverlijking wordt dan zoals die hier ook al is geplaatst:

Cl2 + 12 OH- --> 2 ClO3- + 6 H2O + 10 e

Cetero censeo Senseo non esse bibendum






0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures