Chloor in zwembad:redox

[lisette8]

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?

[Fred F.]

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.org/wiki/Wet_van_Nernst

http://en.wikipedia.org/wiki/Nernst_equation

[robj]

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.