Springen naar inhoud

REDOX


  • Log in om te kunnen reageren

#1


  • Gast

Geplaatst op 20 mei 2005 - 18:34

Wanneer je van CO2 --> CO3 2- moet maken door middel van redox, moet je OH- gebruiken. Kan iemand mij uiteggen waarom je geen water kan gebruiken?
Zou : H2O + CO2 +2e- ---> 2H+ + CO3 2- ook kunnen of snap ik het helemaal niet?
Julie

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

#2

stoker

    stoker


  • >1k berichten
  • 2746 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 20 mei 2005 - 18:38

je hebt toch gelijk denk ik

CO3 + H2O => H2CO3

#3

jill vanrobaeys

    jill vanrobaeys


  • 0 - 25 berichten
  • 1 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 24 mei 2005 - 21:08

dit is geen redoxreactie. in een redoxreactie is het essentieel dat de betrokken elementen elektronen uitwisselen, waardoor het oxidatiegetal gewijzigd wordt.
in CO2 en CO32- hebben de beide C-atomen een OG +IV

#4


  • Gast

Geplaatst op 29 mei 2005 - 23:10

Werkwijze voor het opstellen van redoxreacties:

nemen we het voorbeeld van oxidatie van natriumnitriet (NaNO2) met kaliumpermanganaat (KMnO4) in basisch midden

De ervaring wijst uit:
MnO4- --> MnO2 in basisch midden
nitriet --> nitraat

Opstellen van de reductie:
1) schrijf de gekende reagentia en reactieproducten voor de gegeven reductie:

KMnO4 --> MnO2 (in basisch midden)

2) vervolledig massabalans met tijdelijk behulp van [O2-]:

KMnO4 --> K+ + MnO2 + 2[O2-]

3) vervolledig ladingsbalans met e-:
oxidatietrap van Mn in KMnO4: +VII
OT van Mn in MnO2: +IV
er zijn met andere woorden 3e toegevoegd om tot deze nieuwe OT te komen

3e- + KMnO4 --> ...

4) zet vervolgens de [O2-] om in water met behulp van toevoeging van H+ aan bijde zeiden van de reactie:

4H+ + 3e- + KMnO4 --> K+ + MnO2 + 2H2O

Opstellen van de oxidatie: analoog

Uiteindelijk moet men beide halfreacties (reductie en oxidatie) zodanig vermenigvuldigen dat het aantal toegevoegde en onttrokken elektronen gelijk is. Vervolgens telt men de twee halfreacties op. Dan vult met aan met OH-.

Het hangt er dus van af of je al dan niet een H+ ion hebt waaraan je de OH- moet koppelen om water te vormen. Hier is dit zo. Het kan ook zijn dat je aan de ene zijde geen H+ ion hebt en dan is er enkel toevoeging van OH- nodig.

#5

sdekivit

    sdekivit


  • >250 berichten
  • 704 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 30 mei 2005 - 08:14

ik gebruik voor redoxen altijd de volgende methode:

MnO4(2-) --> MnO2 (basisch milieu

MnO4(2-) --> MnO2 + 2 H2O

MnO4(2-) + 4H+ --> MnO2 + 2H2O

MnO4(2-) + 4 H+ + 4OH- --> MnO2 + 2 H2O + 4 OH-

MnO4(2-) + 2 H2O --> MnO2 + 4OH-

MnO4(2-) + 2 H2O + 2e- --> MnO2 + 4 OH-

Voor nitriet to nitraat in basisch milieu:

NO2(-) --> NO3(-)

NO2(-) + H2O --> NO3(-)

NO2(-) + H2O --> NO3(-) + 2H+

NO2(-) + H2O + 2OH- --> NO3(-) + 2H+ + 2 OH-

NO2(-) + 2OH- --> NO3(-) + H2O

NO2(-) + 2OH- --> NO3(-) + H2O + 2e-

De totaalreactie wordt dan:

NO2(-) + MnO4(2-) + H2O --> NO3(-) + MnO2 + 2OH-





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures