Springen naar inhoud

redox vergelijkingen



  • Log in om te kunnen reageren

#1

fantastic

    fantastic


  • >100 berichten
  • 163 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 04 november 2013 - 17:49

ik heb een vraag over redoxvergelijkingen:
stel de vergelijkingen op van de redoxreacties, doe dit met behulp van tabel 48.

a. je dompelt een staafje cobalt in een oplossing van tin(2)nitraat.
ik had hierbij de halfvergelijkingen tussen kobalt en nitraat, bij de antwoorden stond echter dat je tin moest gebruiken als oxidator. mij leek echter dat nitraat een sterkere reductor is?

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

#2

Margriet

    Margriet


  • >1k berichten
  • 2145 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 04 november 2013 - 18:02

.........mij leek echter dat nitraat een sterkere reductor is?...........

Ik neem aan dat je bedoelt oxidator.

NO3- is alleen oxidator in zuur milieu. Zie de H+ in de halfreactie.

#3

fantastic

    fantastic


  • >100 berichten
  • 163 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 04 november 2013 - 18:23

maar er staat niet bij wat voor een milieu het is? moet je er dan vanuit gaan dat deze neutraal is?

#4

Margriet

    Margriet


  • >1k berichten
  • 2145 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 04 november 2013 - 18:29

Cobalt (s) , Sn2+(aq) en NO3-(aq) . Zie je een deeltje dat een zuur is (H+ kan afstaan) of een deeltje dat een base is (H+ kan opnemen) ?

#5

fantastic

    fantastic


  • >100 berichten
  • 163 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 04 november 2013 - 19:12

nee, volgens mij niet. dus omdat er geen deeltje is dat een H+ ion kan afstaan of opnemen kan je NO3 in dit geval niet als oxidator gebruiken omdat in die halfvergelijking wel H+ voorkomt?

#6

Margriet

    Margriet


  • >1k berichten
  • 2145 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 04 november 2013 - 20:22

...dus omdat er geen deeltje is dat een H+ ion kan afstaan of opnemen ..........

Mag je aannemen dat het om een neutraal milieu gaat.

.... dus omdat er geen deeltje is dat een H+ ion kan afstaan of opnemen kan je NO3- in dit geval niet als oxidator gebruiken omdat in die halfvergelijking wel H+ voorkomt?

Inderdaad.

#7

fantastic

    fantastic


  • >100 berichten
  • 163 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 november 2013 - 15:20

oke, heel erg bedankt!

#8

Shadow

    Shadow


  • >1k berichten
  • 1228 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 03 maart 2015 - 23:39

Hoi, ik zit nu met dezelfde vraag, maar ik sta nog niet helemaal achter het antwoord dat hier is gegeven; je hebt namelijk ook de halfreactie: NO3- + H2O + 2e- -> NO2- + 2OH-

 

Afgaande op deze reactie is er helemaal geen zuur milieu nodig. Hetzelfde geldt wanneer je magnesium hebt en bariumionen; ook dan treedt NO3- niet op als oxidator, in plaats daarvan Ba2+.

 

Er schijnt dus iets aan de hand te zijn met deze reactie van nitraat en water. Als die alleen in zuur milieu kan plaatsvinden, kun je dat niet zien aan de halfreactie, en zou dat dus vermeld moeten staan in Binas, wat niet zo is.

 

Iemand een verklaring?

Veranderd door Shadow, 03 maart 2015 - 23:42


#9

toaic

    toaic


  • >250 berichten
  • 445 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 04 maart 2015 - 13:05

Je moet hier ook kijken naar de E0 waarden van de halfreacties. De E0 waarde van de door jouw genoemde halfreactie ligt dicht bij die van tin2+ ==> tin4+.  

 

Deze reactie zal daarom niet vlot verlopen.

 

In zuur milieu, wat Margriet, aandraagt. Is nitraat een veel sterkere oxidator en zal de reactie met sn2+ vlot verlopen.

 

========================

 

Als je kijkt naar de halfreacties en E0-waarden van Sn2+ naar Sn(s) en die van cobalt ==> Co2+

Dan is je opmerking logisch.

 

Echter er ontstaat ook OH-. Je oplossing wordt basisch.

Hierdoor komt het evenwicht die aanhaalt naar links te liggen.

 

 

==========

 

Vraag: Kun je ook een reactievergelijking geven tussen barium-ionen en magnesium.

Veranderd door toaic, 04 maart 2015 - 13:07


#10

Margriet

    Margriet


  • >1k berichten
  • 2145 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 04 maart 2015 - 16:11

Hoi, ik zit nu met dezelfde vraag, maar ik sta nog niet helemaal achter het antwoord dat hier is gegeven; je hebt namelijk ook de halfreactie: NO3- + H2O + 2e- -> NO2- + 2OH-

 

Afgaande op deze reactie is er helemaal geen zuur milieu nodig.

Bedenk dat in zuiver water ook H+ aanwezig is.

 

Het gaat eigenlijk om deze halfreactie:

 

NO3- +2 H+ + e- ⇔ NO2 + H2O waarbij  E0 =+0,80 V

 

Hierbij geldt dat [H+] = 1 M.( zie boven aan tabel 48 binas)

 

In water geldt dat [H+] = 10-7 M, hierdoor wordt de potentiaal verlaagd tot +0,01 V. (wet van Nernst)

 

Als nitraat in water zou reageren dan wordt [H+] nog meer verlaagd en komt de potentiaal snel onder die van Sn2+.

 

Dat betekent dus dat in neutraal milieu Sn2+ praktisch gezien de sterkste oxidator is.

Veranderd door Margriet, 04 maart 2015 - 16:19


#11

Shadow

    Shadow


  • >1k berichten
  • 1228 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 04 maart 2015 - 17:18

Ik vind dit niet logisch ;) Je hebt ook halfreacties met nitraat en H+, dus er wordt hier duidelijk een onderscheid gemaakt tussen een reactie in een neutrale en in een zure omgeving.

 

De potentiaal van de halfreactie die ik noemde (met H2O) zou in een neutaal milieu niet opeens lager mogen worden, aangezien in de formule is gekozen voor de notatie met H2O en niet met H+. De experimentele waarde van het potentiaal in de tabel zou bepaald moeten zijn geweest in een neutraal milieu, want dat is precies wat deze specifieke halfreactie suggereert.


#12

Margriet

    Margriet


  • >1k berichten
  • 2145 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 05 maart 2015 - 20:16

Ik vind dit niet logisch ;) Je hebt ook halfreacties met nitraat en H+, dus er wordt hier duidelijk een onderscheid gemaakt tussen een reactie in een neutrale en in een zure omgeving.

Naar mijn idee wordt er onderscheid gemaakt tussen een reactie bij [H+] = 1M en bij  [H+] = 10-7M.

 

Ik ben niet bekend met het mechanisme maar het lijkt me onwaarschijnlijk dat dit bij pH=7 zomaar verandert. Daarom denk ik dat bij lage H+-concentratie de reactie gewoon als volgt blijft verlopen:

 

NO3- +2 H+ + e- →NO2 + H2O gevolgd door verschuiving van het waterevenwicht: H2O → H+ + OH-

 

Als je beide reacties optelt krijg je de reactie uit binas bij pH=7.

 

En door toename van [OH-] en afname van [H+] zal de potentiaal verder inzakken en klopt het dus wat algemeen beweerd wordt dat  NO3- alleen oxidator is in zuur milieu.


#13

Shadow

    Shadow


  • >1k berichten
  • 1228 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 maart 2015 - 22:01

Dan is de conclusie toch dat de neutrale halfreactie van NO3- lager in de tabel had moeten staan?

 

Of dat ze dan een opmerking hadden moesten plaatsen bij NO3dat de potentionaal weliswaar deze waarde heeft (= deze plek heeft in de tabel), maar dat de concentratieveranderingen van H+, veroorzaakt door deze halfreactie, in die mate invloed hebben op het verloop van de reactie, dat je bij een oxidator met potentiaalverschil x, voor die stof moet kiezen, en niet voor NO3- (ookal heeft die een hoger potentiaal).

Veranderd door Shadow, 05 maart 2015 - 22:04


#14

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 05 maart 2015 - 22:09

Staat in de tabel. Dat bij deze halfreacties in acht moet worden genomen dat alle stoffen muv water concentraties hebben van 1 mol/l. Ik wijs er (weer) op dat je de redoxpotentialen met de wet van Nernst dient om te bouwen op het moment dat die concentraties niet gelden en/of de halfreactie niet voor neutraal mileu gegeven is.


#15

Shadow

    Shadow


  • >1k berichten
  • 1228 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 maart 2015 - 22:19

Dan treden beide reacties dus op; eerst reageert NO3-, waardoor de potentiaal daalt, en dan nemen de tin-/bariumionen het over.

 

Het ligt maar aan je concentraties of NO3- verwaarloost mag worden, oftewel hoe de potentiaal daalt (wat berekend kan worden met de wet van Nernst).

 

Is het dan een gouden regel dat je bij halfreacties die de pH veranderen, altijd moet of kijken of het potentiaalverschil met een zwakkere oxidator niet zo groot is, dat de potentiaal van de eerste halfreactie daaronder zal dalen?

 

Ik snap dat niet alles zwart-wit is, maar het wordt lastig als je wel een 'zwart-wit antwoord' moet geven:l

Veranderd door Shadow, 05 maart 2015 - 22:23







Also tagged with one or more of these keywords: scheikunde

0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures