Springen naar inhoud

Bereiding van halogenen


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Chemieke

    Chemieke


  • >25 berichten
  • 48 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 19 februari 2008 - 17:05

Voor bereiding van jood, broom en chloor hebben de volgende reacties:


2 KI + MnO2 + 3 H2SO4 ==> I2 + 2 KHSO4 + MnSO4 +2 H2O

2 KBr + MnO2 + 3 H2SO4 ==> Br2 + 2 KHSO4 + MnSO4 +2 H2O

MnO2 + 4 HCl ==> MnCl2 + 2 H2O + Cl2

De vraag is nu waarom voor bereiding van Chloor wordt geen H2SO4 gebruikt? En geen HCl bij bereiding van Broom en Jood?

Heeft dat iets te maken om in zure middelen te werken??

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

#2

robj

    robj


  • >100 berichten
  • 192 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 27 februari 2008 - 20:34

Zoals je de reacties genoteerd hebt, lijkt het alsof het hier om de zuivere stoffen gaat en niet om oplossingen.
Als het om oplossingen gaat, hoef je alleen de ionen te noteren die aan de reactie deelnemen en dan valt al snel op dat het steeds halogeenionen (I- , Br- , Cl-) betreft die in de overeenkomstige elementen worden omgezet: I2 , Br2 en Cl2.
Oftewel, we hebben te maken met redoxreacties, waarbij de halogeenionen worden geoxideerd.
De oxidator is steeds MnO2 (bruinsteen). De aanwezigheid van een zuur dient uitsluitend voor de levering van eventueel benodigde H+ ionen voor de halfreactie MnO2 + 4H+ --> Mn2+ + 2H2O.
Bij de vorming van Cl2 (uit Cl-) worden zowel de te oxideren Cl- ionen als de zure H+ ionen door dezelfde stof HCl geleverd. Daarom wordt er geen H2SO4 gebruikt, omdat dan de Cl- ionen nog separaat toegevoegd zouden moeten worden (bijv als NaCl). Met HCl vang je twee vliegen in een klap.
Als je voor de bereiding van I2 en Br2 ook HCl zou gebruiken, zou je naast deze producten ook nog Cl2 krijgen en dat wil je niet. Tenminste, als je laatste reactie klopt, want...

Als je voor de door jou gegeven reacties de BINAS tabel voor normaalpotentialen (tabel 48) zou mogen gebruiken, dan valt op, dat je met MnO2 als oxidator geen chloorgas (Cl2 ) kunt maken, omdat MnO2 hiervoor als oxidator niet sterk genoeg is (staat in de tabel onder de reductor Cl-). Dus ik heb twijfels bij de laatste reactievergelijking die je geeft, dat wil zeggen ik betwijfel of die reactie wel verloopt.
Elektrochemici doen het vol spanning

#3

Benm

    Benm


  • >5k berichten
  • 8803 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 februari 2008 - 01:16

Je kunt, neem ik aan, wel een reactie doen als:

MnO2 + 4 HBr ==> MnBr2 + 2 H2O + Br2

Nadeel is denk ik vooral dat HBr een nogal lastig te bereiden goedje is, en duurder dan KBr en H2SO4 samen.
Victory through technology

#4

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8935 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 februari 2008 - 09:34

@robj: De standaardelectrodepotentiaal van de MnO2 halfreactie is maar 0,13 V lager dan die van de Cl- halfreactie. Bij een grote H+ concentratie (verhoogt de werkelijke potentiaal) is het dus zeer wel mogelijk dat de reactie verloopt.

Bovendien kan men in de praktijk de reactie sowieso laten verlopen door Cl2 aan het evenwicht te onttrekken.


Volgens mij zijn dit overigens geen industriŽle processen om halogenen te maken, maar kunnen het wel methodes zijn om in situ halogenen te bereiden.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#5

Benm

    Benm


  • >5k berichten
  • 8803 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 februari 2008 - 12:34

Volgens mij zijn dit overigens geen industriŽle processen om halogenen te maken, maar kunnen het wel methodes zijn om in situ halogenen te bereiden.


Uiteraard, het zijn reacties om een klein beetje halogeen te maken voor labproefjes.

Industrieel wordt chloor gemaakt door electrolyse van NaCl (andere product is NaOH), de broom en jood worden bereid door

Cl2 + 2 Br- -> 2 Cl- + Br2

waarbij Br- uiteraard afkomstig is van een opgelost broomzout.
Victory through technology

#6

robj

    robj


  • >100 berichten
  • 192 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 28 februari 2008 - 19:47

@robj: De standaardelectrodepotentiaal van de MnO2 halfreactie is maar 0,13 V lager dan die van de Cl- halfreactie. Bij een grote H+ concentratie (verhoogt de werkelijke potentiaal) is het dus zeer wel mogelijk dat de reactie verloopt.


Marko, je hebt helemaal gelijk, temeer daar in de Cl-halfreactie geen H+ voorkomt en de potentiaal daarvan dus pH-onafhankelijk is.
Maar zoals het - althans op mijn school - op HAVO-niveau geleerd wordt, zou het volgens BINAS niet kunnen (ze gebruiken de vergelijking van Nernst niet). Maar dan worden min of meer automatisch standdaardomstandigheden aangenomen die in dit geval eigenlijk niet heersen.

Veranderd door robj, 28 februari 2008 - 19:48

Elektrochemici doen het vol spanning

#7

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8935 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 februari 2008 - 23:30

Hoe zit dat tegenwoordig op VWO-niveau? Wordt daar de wet van Nernst nog wel onderwezen?

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#8

robj

    robj


  • >100 berichten
  • 192 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 29 februari 2008 - 08:39

Hoe zit dat tegenwoordig op VWO-niveau? Wordt daar de wet van Nernst nog wel onderwezen?


Ja gelukkig daar wel.
Elektrochemici doen het vol spanning





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures