[scheikunde] Manganaationen in één reactie zowel red. als ox.

[Lauraa00]

Hallo!

Ik was net een examenvraag aan het oplossen, en ik heb hierin een fout gemaakt; het correctiemodel gaf in iedergeval een ander antwoord. Graag zou ik horen wat er nou zo fout is aan míjn antwoord. Volgensmij is de fout namelijk redelijk ernstig, maar ik weet niet meer waarom.

Oke.

De vraag was:

Manganaationen kunnen ook gereduceerd worden. Manganaationen kunnen zelfs in één reactie tegelijk als oxidator En reductor fungeren. Wordt aan een oplossing van kalimmanganaat wat zwavelzuuroplossing toegevoegd, dan vindt een reactie plaats waarbij MnO₄^2- (aq) en MnO₂(s) ontstaan.

Na veel gepuzel was ikzelf op dit uitgekomen:

Red: MnO₄^2- (aq) --> MnO₄^- (aq)+ e- (binas)

Ox: MnO₄^- + 2H₂O (s)+ 3e- --> MnO₂ + OH-

Nettoreactie:

3MnO₄^2- + 2H₂O --> 2MnO₄^- + MnO₂(s) + OH-

Ik laat hier beide stoffen zoals in de vraag staat onstaan, dus ik was tevreden.

Het enige dubieuze was dat ik niks met die zwavelzuuroplossing had gedaan.

Het juiste antwoord moet zijn:

Red: MnO₄^2- (aq) --> MnO₄^- (aq)+ e- (binas)

In zuur milieu: MnO₄^2- (aq) +4H⁺ + 2e- --->

MnO₂ + 2H₂O.

Totaal: 3MnO₄^2- (aq) + 4H⁺ --> 2MnO₄^- + MnO₂ + 2H₂O.

Waarom kan wat ik heb gedaan niet?

Alvast bedankt voor de hulp.

[phj]

Hallo Lauraa00,

Ik zie dat je in je tweede vergelijking uit bent gegaan van PERmanganaationen.

Bovendien klopt er niet zoveel van je ladingsbalans.

Hou ze goed uit elkaar: MnO₄^- = permanganaat; MnO₄^2- = manganaat.

Je moet dus nog een vergelijking opstellen van de reductie van manganaat tot MnO₂ in plaats van de reductie van permanganaat.

Daarna kun je de totaalreactie opschrijven.

[Lauraa00]

Die permanganaat heb ik er bewust in gedaan, omdat ik dacht dat dat wel handig was. Immers ontstond hij bij de 1e (half)reactie en ontstaat bij de oxidatie van permanganaat MnO₂. Ik ging ervanuit dat dat werd bedoeld met die vraag.

Waarom had ik dan per se uit moeten gaan van nóg een keer een halfreactie met Manganaat er in?

Moet dat altijd, ben ik nu dom bezig, ben ik in de war?

Edit: Permanganaat met subscript geschreven

[Marjanne]

Dit staat er in de vraag:

Manganaationen kunnen ook gereduceerd worden. Manganaationen kunnen zelfs in één reactie tegelijk als oxidator En reductor fungeren.

Je moet voor je antwoord dus een reductie- en een oxidatiereactie verzinnen waarbij in beide manganaat in iets anders wordt omgezet, de ene door oxidatie, de andere door reductie.

[Lauraa00]

Oke, dankjewel.

Ik heb de vraag dus verkeerd geinterpreteerd.

Maar zouden de reacties die ik eerst had genoteerd uberhaupt wel kunnen? Dat een product dat bij de reductie onstaat gebruikt wordt voor de oxidatie van diezelfde reactie?

[Marjanne]

MnO₄^- + 2H₂O (s)+ 3e^- --> MnO₂ + OH^-

Deze kan niet: links is de totale lading niet gelijk aan rechts.

Maar je bedoelt deze reactie:

MnO₄^- + 2 H₂O(l) + 3 e^- --> MnO₂(s) + 4 OH^-

Dat een product dat bij de reductie onstaat gebruikt wordt voor de oxidatie van diezelfde reactie?

Zeker kan dit. Elke reactie is in principe een evenwicht. Bij een aflopende reactie (pijl één kant op) ligt het evenwicht dan heel ver naar rechts. Maar in principe treedt de ´reactie de andere kant op´ altijd op, ook al is het in zeer geringe mate. Op zo´n moment treedt op wat jij wilt weten.

[Lauraa00]

Oke. Dus mijn reactievergelijkingen waren fout omdat, (oke, naast dat de ladingen niet klopten) het gewoon geen antwoord gaf op de vraag?

Theoretisch kan het gewoon wel?

[Jor_CF]

MnO₄^- + 2H₂O (s)+ 3e^- --> MnO₂ + OH^-

Deze kan niet: links is de totale lading niet gelijk aan rechts.

Maar je bedoelt deze reactie:

MnO₄^- + 2 H₂O(l) + 3 e^- --> MnO₂(s) + 4 OH^-

Dat een product dat bij de reductie onstaat gebruikt wordt voor de oxidatie van diezelfde reactie?

Zeker kan dit. Elke reactie is in principe een evenwicht. Bij een aflopende reactie (pijl één kant op) ligt het evenwicht dan heel ver naar rechts. Maar in principe treedt de ´reactie de andere kant op´ altijd op, ook al is het in zeer geringe mate. Op zo´n moment treedt op wat jij wilt weten.

Marjanne, weet je dat wel zeker? Zou best kunnen hoor, maar ik zie de reactie tussen bijvoorbeeld fluor en cesium eigenlijk maar een kant op gaan 8-[

Met bijvoorbeeld sterke zuren ben ik het met je eens, HCl bijvoorbeeld ioniseerd niet voor 100%, maar wel zo dicht in de buurt van 100% dat je het een sterk zuur kunt noemen.

Grappig trouwens dat je in Berkel en Rodenrijs woont, ik woon in Hillegersberg. Das maar een paar kilometer afstand

[Fuzzwood]

En dat heeft dus ook met de K waarde van de reactie te maken. Voor elke reactie kun je zeggen:

A + B --> C + D

K = ( * [D])/([A] * [B]). Die K waarde zal voor de reactie tot cesiumfluoride nogal groot zijn, maar niet oneindig groot. Dat laat dus altijd de ruimte voor terugreactkes.

[Lauraa00]

Dit gaat om redoxreacties he.

Heeft dat wel een k-waarde?

[Fuzzwood]

En zijn redoxreacties dan iets speciaals?

[Lauraa00]

Ik vrees dat ik even wat langer moet zoeken naar het lichtknopje.

Ik zie redoxreacties altijd als een geval apart. Hoe zit dat met die k-waarde dan? Wat betekent het? Dat staat voor de reactiesnelheid toch?

[Fuzzwood]

Klopt en het effect van die K-waarde kun je al zien bij permanganaat. Misschien weet je dat het altijd even duurt voordat deze op gang komt. Ook dat is een vorm van reactiesnelheid. Er zit ergens een langzame stap in de reductie van het mangaan atoom.

[woelen]

[quote='FsWd' date='za 17 mei 2008 om 16:15 uur'] En dat heeft dus ook met de K waarde van de reactie te maken. Voor elke reactie kun je zeggen:

A + B --> C + D

K = ( * [D])/([A] * [B]). Die K waarde zal voor de reactie tot cesiumfluoride nogal groot zijn, maar niet oneindig groot. Dat laat dus altijd de ruimte voor terugreactkes. [/quote]

Dit vind ik wel heel erg sloppy gezegd. Dit is niet waar.

Je moet het mechanisme van de reactie kennen en voor zeer veel aflopende reacties komen de reactieprodukten helemaal niet voor in de snelheidsformule:

Dus: A + B --> C + D

Stel dit is inderdaad ook het mechanisme, een molecuul A en een molecuul B komen elkaar tegen en vormen dan C en D. Als de teruggaande reactie (hoegenaamd) niet optreedt, dan geldt:

K = [A][B] en [C] en [D] komen helemaal niet voor in de vergelijking. Dit zou nl. betekenen dat de reactie steeds langzamer zou gaan als er al veel C en/of D is gevormd. Dat is niet het geval.

Een voorbeeld is bijv. de echte reactie Cl[sub]2[/sub] + H[sub]2[/sub] --> 2HCl in gedimd licht.

De snelheid van deze reactie hangt ALLEEN van de partiële druk van Cl[sub]2[/sub] en H[sub]2[/sub] af en niet van de hoeveelheid HCl die er al is. Eenmaal gevormd HCl gedraagt zich eigenlijk alleen maar als een inert vul-gas en doet verder niets meer.

De reactiesnelheid kun je schrijven als k*P(H[sub]2[/sub])*P(Cl[sub]2[/sub]), waarbij P(..) staat voor de partiële druk van de stof tussen haakjes. P(..) kun je zien als een maat voor de concentratie [..].

[Lauraa00]

Oke. Dat probeer ik te onthouden. Maar het enige dat ik eigenlijk hoef te horen is of de onderstaande redox-halfreacties een antwoord mogen zijn op een willekeurige toetsvraag. Oftewel, zou dit onderstaande uberhaupt kunnen? (voor de context, zie allereerste bericht)

Red: 3MnO₄^2- (aq) --> 3MnO₄^- (aq)+3e- (binas)

Ox: MnO₄^- + 2 H₂O(l) + 3 e- --> MnO₂(s) + 4 OH^-

Kan het dat ik de MnO₄^- die ontstaat tijdens de oxidatie van MnO₄^2- in de 'oxidatorvergelijking' (de tweede) gebruik om MnO₂ mee te laten ontstaan?

Mag dat?