Springen naar inhoud

Zuurstof - oxidans


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Skyliner

    Skyliner


  • >100 berichten
  • 247 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 augustus 2009 - 12:04

Hey,

het is misschien een nogal domme vraag, maar waarom is zuurstof nu eigenlijk een sterk oxidans?
Ik ken wel het hele verhaal over oxidatietoestanden, elektrochemie, en redoxstatussen, maar...
Als ik het goed voor heb is zuurstofgas nog altijd neutraal, aangezien O2 nul als OT heeft.

Als ze bijvoorbeeld zeggen dat bovenaan een vijver meer oxidantia voorkomen (NO3- , CO2, Fe3+ etc.) dan op de bodem ( NH4+, Fe2+, S, etc.), dan wil dat uiteraard zeggen dat de zuurstof in de lucht deze heeft geoxideerd, en op de bodem niet (anaroob).

Maar O2 is toch neutraal? bedoelt men dan dat het element O op zich reageert, of toch het gas O2?

Duidelijkheid? bedankt alvast!

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

#2

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8935 berichten
  • VIP

Geplaatst op 25 augustus 2009 - 15:16

Tja, oxidatietoestand, formele lading en daadwerkelijjke lading zijn 3 verschillende zaken, en staan ook weer los van de electrodepotentiaal (dus hoe sterk een oxidator is). De oxidatietoestand is om te beginnen een boekhoudkundige grootheid, waarmee je bijhoudt waar de elektronen blijven in een redoxreactie.

In O2 is de oxidatietoestand 0. Ook zijn beide zuurstofatomen ongeladen. Zuurstof trekt echter ten opzichte van veel andere elementen graag aan elektronen (is meer elektronegatief), en is daardoor een stuk stabieler in een lagere oxidatietoestand. Dit bijvoorbeeld in tegenstelling tot bepaalde onedele metalen, die staan relatief graag elektronen af en zijn daardoor (ook weer relatief) stabieler in een hogere oxidatietoestand.

Het is dus het gas O2 dat reageert, en de reden dat zuurstof, ondanks de neutrale lading en de oxidatietoestand 0 toch als oxidator optreedt is omdat zuurstof zich liever omringt met elektronen dan de reductoren die je noemt.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#3

Skyliner

    Skyliner


  • >100 berichten
  • 247 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 augustus 2009 - 16:58

Ik heb je uitleg wel een keer of twee moeten herlezen, maar uiteindelijk dringt het wel door ;)

Ik zat volgens mij zoals je zegt teveel door elkaar te gooien. een oxidatietoestand is natuurlek iets anders als een redoxpotentiaal.

Maar ik lees vaak tabellen met het volgende: bvb. (Zn2+) + 2e- ==> Zn reductiepotentiaal: -0,76V
ik zie dat:
- de halfreactie een reductie is, dus Zn is de oxidator. Omdat de reductiepotentiaal negatief is, besluit ik dat de reactie eerder geneigd is andersom te verlopen, met andere woorden, zink is een sterke (relatief) reductor, maar een zwakke oxidator. (neem als referentie bvb het zilverion, dat in dit geval als oxidator +0,80V heeft, en dus een goeie oxidator is)

- klopt mijn redenering?

- En, in welk geval gebruik je de oxidatiepotentiaal? ik bedoel daarmee, zullen er in geval er reductiereacties staan gegeven, ook reductiepotentialen gegeven staan en bij oxidatiereacties oxidatiepotentialen?

dus als we bvb de oxidatie van water hebben tot zuurstof dan staan daar een aantal potentialen voor een variabele pH:
- bij pH = 0, E = -1,23V
- bij pH = 7, E = -0,81V
- bij pH = 14, E = -0,40V
oke, mag ik dan veronderstellen dat dit oxidatiepotentialen zijn? want anders klopt de theorie niet. Die zegt dat water in een zuurder milieu een slechtere reductor is. Dat zou inderdaad kloppen als de gegevens oxidatiepotentialen betreffen, want hoe lager de oxidatiepotentiaal hoe sterker oxidans je krijgt, en hoe zwakker de reductans.

- en als laatste vraag: ik lees ergens het volgende:
" (Mn 3+) + e- ==> (Mn2+) en E = +1,51V. Hieruit is af te leiden dat een Mn3+ zout, opgelost in water, O2 gas zal vrijstellen."

Wat bedoelt men hiermee? ik denk: we zien een reductiereactie, Mangaan is het oxidans. maar hoe stelt dit O2 vrij?

Ik zou enorm verdergeholpen zijn moest iemand me verbeteren indien nodig, want nu heb ik allemaal veronderstellingen, maar ik heb geen bevestiging :P

hartelijk bedankt (ook marko voor de uitleg!) !

#4

JohnB

    JohnB


  • >250 berichten
  • 711 berichten
  • VIP

Geplaatst op 25 augustus 2009 - 17:51

[quote name='Skyliner' post='545086' date='25 August 2009, 17:58']Ik heb je uitleg wel een keer of twee moeten herlezen, maar uiteindelijk dringt het wel door ;)

Ik zat volgens mij zoals je zegt teveel door elkaar te gooien. een oxidatietoestand is natuurlek iets anders als een redoxpotentiaal.

Maar ik lees vaak tabellen met het volgende: bvb. (Zn2+) + 2e- ==> Zn reductiepotentiaal: -0,76V
ik zie dat:
- de halfreactie een reductie is, dus Zn is de oxidator. Omdat de reductiepotentiaal negatief is, besluit ik dat de reactie eerder geneigd is andersom te verlopen, met andere woorden, zink is een sterke (relatief) reductor, maar een zwakke oxidator. (neem als referentie bvb het zilverion, dat in dit geval als oxidator +0,80V heeft, en dus een goeie oxidator is)

- klopt mijn redenering?[/quote]

Ja, dat klopt. Zn (s) is een relatief sterke reductor, waarbij z'n geconjugeerde oxidator (Zn2+) redelijk/erg zwak is.

[quote name='Skyliner' post='545086' date='25 August 2009, 17:58']- en als laatste vraag: ik lees ergens het volgende:
" (Mn 3+) + e- ==> (Mn2+) en E = +1,51V. Hieruit is af te leiden dat een Mn3+ zout, opgelost in water, O2 gas zal vrijstellen."

Wat bedoelt men hiermee? ik denk: we zien een reductiereactie, Mangaan is het oxidans. maar hoe stelt dit O2 vrij?[/quote]

Het oplossen van het mangaanzout in water bestaat uit 2 halfreacties: de reductie van Mangaan en de oxidatie van water (H2O). Bij dit laatste komt O2 vrij.

Oxidatie van water: 2 H2O Bericht bekijken
dus als we bvb de oxidatie van water hebben tot zuurstof dan staan daar een aantal potentialen voor een variabele pH:
- bij pH = 0, E = -1,23V
- bij pH = 7, E = -0,81V
- bij pH = 14, E = -0,40V
oke, mag ik dan veronderstellen dat dit oxidatiepotentialen zijn? want anders klopt de theorie niet. Die zegt dat water in een zuurder milieu een slechtere reductor is. Dat zou inderdaad kloppen als de gegevens oxidatiepotentialen betreffen, want hoe lager de oxidatiepotentiaal hoe sterker oxidans je krijgt, en hoe zwakker de reductans.[/quote]

Hier snap ik niet helemaal wat je bedoelt en wat je vraag precies is... Marko misschien wel.

#5

Skyliner

    Skyliner


  • >100 berichten
  • 247 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 25 augustus 2009 - 18:41

Ik bedoel hiermee, dat als er een bepaalde E wordt gegeven (de redoxpotentiaal), of die potentiaal dan als een reductiepotentiaal wordt gezien.

Kijk, ik geef een voorbeeld. Je hebt (Cu2+) + 2e- ==> Cu E = +0,34V
Mag ik dan aannemen dat het hier over een reductiepotentiaal gaat?
Indien ja, dan redeneer ik als volgt: de reductiepotentiaal (+0,34V) is positief. Dus is koper een goed oxidans.

Mijn vraag kan wat raar klinken voor jullie, en ik begrijp waarom. Ik denk dat de theorie die ik leer in het boek, zodanig opgesteld is dat het niet vanzelfsprekend lijkt dat E in dit geval ongetwijfeld een reductiepotentiaal weergeeft.

E kan hier geen oxidatiepotentiaal zijn, aangezien de reactie een reductie is. als je de oxidatiepotentiaal zou willen, moet je van teken veranderen en dan is het -0,34V. aangezien hij negatief is, wil dat zeggen dat het geen goeie reductor is, toch?

hopelijk is er nu meer duidelijkheid.
In alle geval, hartelijk dank voor alle antwoorden!

#6

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8935 berichten
  • VIP

Geplaatst op 25 augustus 2009 - 21:59

Ik heb je uitleg wel een keer of twee moeten herlezen, maar uiteindelijk dringt het wel door ;)

Ik zat volgens mij zoals je zegt teveel door elkaar te gooien. een oxidatietoestand is natuurlek iets anders als een redoxpotentiaal.

Maar ik lees vaak tabellen met het volgende: bvb. (Zn2+) + 2e- ==> Zn reductiepotentiaal: -0,76V
ik zie dat:
- de halfreactie een reductie is, dus Zn is de oxidator. Omdat de reductiepotentiaal negatief is, besluit ik dat de reactie eerder geneigd is andersom te verlopen, met andere woorden, zink is een sterke (relatief) reductor, maar een zwakke oxidator. (neem als referentie bvb het zilverion, dat in dit geval als oxidator +0,80V heeft, en dus een goeie oxidator is)

- klopt mijn redenering?


Niet helemaal:

- Zn is niet de oxidator, dat is Zn2+. Of de reactie een oxidatie of een reductie is hangt af van welke kant hij oploopt, met andere woorden, of er een oxidator of een reductor wordt toegevoegd.
- Er is niet echt zoiets als een reductiepotentiaal. Het is een redoxpotentiaal, in feite een maat voor het energie-effect dat gepaard gaat met de genoemde halfreactie. Als de reactie de ene kant oploopt zou je dat een oxidatiepotentiaal kunnen noemen, loopt ie de andere kant op, dan is het een reductiepotentiaal. De waarde is echter gelijk.

dus als we bvb de oxidatie van water hebben tot zuurstof dan staan daar een aantal potentialen voor een variabele pH:
- bij pH = 0, E = -1,23V
- bij pH = 7, E = -0,81V
- bij pH = 14, E = -0,40V
oke, mag ik dan veronderstellen dat dit oxidatiepotentialen zijn?


Het zijn dus de redoxpotentialen :P
Welke halfreactie er verloopt hangt af van de omstandigheden.
en als laatste vraag: ik lees ergens het volgende:

" (Mn 3+) + e- ==> (Mn2+) en E = +1,51V. Hieruit is af te leiden dat een Mn3+ zout, opgelost in water, O2 gas zal vrijstellen."

Wat bedoelt men hiermee? ik denk: we zien een reductiereactie, Mangaan is het oxidans. maar hoe stelt dit O2 vrij?


Als je Binas, of een ander geschikt tabellenboek erbij pakt, dan kom je daar een aantal halfreacties tegen met betrekking tot O2. Een ervan is O2 + 4 H+ + 4e --> 2 H2O. Hieruit kun je opmaken dat water kan optreden als reductor (reactie loopt dan dus de andere kant op), mits er een oxidator aanwezig is die sterk genoeg is. Bij die halfreactie komt dus zuurstof vrij.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#7

Skyliner

    Skyliner


  • >100 berichten
  • 247 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 26 augustus 2009 - 08:50

Oke, het zijn inderdaad gewoon redoxpotentialen, maar ja, in mijn cursus wordt er nog zo'n onderverdeling gemaakt in redoxpotentialen. Elke prof heeft zijn eigen stijl!

Bedankt jongens, jullie zijn echt een ware hulp! dit forum is top!





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures