Springen naar inhoud

Chloor in zwembad:redox


  • Log in om te kunnen reageren

#1

lisette8

    lisette8


  • 0 - 25 berichten
  • 1 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 04 oktober 2008 - 19:57

Hallo,

Ik heb een vraag over een opgave in mijn boek:

Het water in zwembaden kan worden gedesinfecteerd door het toevoegen van chloor. Als chloor in water wordt opgelost, stelt zich het volgende evenwicht in: Cl2 + 2 H2O --> HClO(aq) + H30+(aq) + Cl-(aq)

Onder standaardomstandigheden ligt het evenwicht sterk naar links. Verhoging vn de pH doet het echter naar rechts verschuiven.

Geef de halfvergelijkingen van de reactie tussen chloor en water en leg uit waardoor het zich instellende evenwicht sterk naar links ligt.

Mijn anwoordenboekje zegt hierover het volgende:
Cl2 + 2e --> 2Cl-
Cl2 + 4 H2O(l) --> 2 HClO(aq) + 2 H3O+ + 2e
geeft opgeteld: Cl2(aq) + 2 H2O(l) --> HClO(aq) + H3O+(aq) + Cl-(aq)

V0=1,36-1,63=-0,27 V; er stelt zich een evenwicht in dat sterk naar links ligt.

Wat ik hiervan niet begrijp is dat de tweede halfreactie volgens binas een sterkere oxidator is dan de eerste. Toch staat deze tweede halfreactie hier genoteerd alsof het de reductor is. Dit heeft als resultaat dat V0 negatief wordt, maar dat kan toch helemaal niet?

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

#2

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 05 oktober 2008 - 09:13

De standard potentialen gelden alleen voor de situatie waarbij in de evenwichtssituatie de concentraties van elke reactant en elk product precies 1 mol/liter is. Dat is eigenlijk nooit het geval en hier al helemaal niet.

Je moet daarom ook de wet van Nernst erbij betrekken:
http://nl.wikipedia..../Wet_van_Nernst
http://en.wikipedia....Nernst_equation
Hydrogen economy is a Hype.

#3

robj

    robj


  • >100 berichten
  • 192 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 05 oktober 2008 - 12:23

Even de puntjes op de i...
Een halfreactie kan nooit een oxidator (OX) of reductor (RED) zijn; hij kan wel als oxidatie- dan wel reductiereactie opgeschreven worden.
In de tweede halfreactie is HClO de OX en Cl2 de RED. Uit de eerste halfreactie blijkt dat Cl2 ook als OX kan reageren. Dus zou Cl2 zichzelf kunnen oxideren (striktgenomen: het ene molecuul Cl2 oxideert een ander molecuul Cl2).
Jouw berekening van het potentiaalverschil (ΔV0 = -0,27 V) is correct (wel noteer je het foutief als V0. Dit is echter de standaardpotentiaal en jij bedoelt het verschil in standaardpotentiaal), tenminste als alle concentraties 1 M zijn (zoals door Fred aangegeven).

Een grove benadering, die mogelijk ook in jouw schoolboek staat:
- bij ΔV0 kleiner is dan -0,3 V verlopen de reacties niet (evenwicht geheel naar links).
- bij ΔV0 ligt tussen -0,3 V en 0,3 V stelt zich een evenwicht in.
- bij ΔV0 groter is dan 0,3 V lopen de reacties af (evenwicht geheel naar rechts).

In jouw geval hebben we dus een situatie, waarbij ΔV0 de waarde -0,3 V nadert, zodat er volgens bovenstaande benadering sprake is van een evenwicht waarbij de reactie echter nauwelijks verloopt. Dus ligt het evenwicht sterk naar links.
ΔV0 kan wel degelijk negatief zijn.

Hopelijk is het nu duidelijker.

PS:
De reactiepijl in de opgetelde totaalreactie dient dus een dubbele (evenwichts)pijl te zijn.
Inderdaad moet je eigenlijk naar de concentraties van de reactanten kijken en de wet van Nernst toepassen, maar aangezien de concentraties hier niet gegeven zijn, kun je niet anders dan de standaardpotentialen uit de BINAS te nemen.

Veranderd door robj, 05 oktober 2008 - 12:25

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