Redox en formules

[omergun]

Hallo, ik ben bezig met de hoofdstuk over redoxreacties. Mijn vraag gaat over wanneer en hoe SO4 2- en NO3 - als OX reageren?

Bij SO4 2- ====> Er word gesproken over geconcentreerd zwavelzuur, verdund zwavelzuur, een oplossing zonder H+ionen.

'SO4 2-ionen reageren alleen als OX, als ze aanwezig zijn in geconcentreerd zwavelzuur. Dus niet in verdund zwavelzuur of in een oplossing zonder H+ ionen, bijv een natriumsulfaatoplossing'

Kan iemand me aub de formules van deze deeltjes geven, wat ik niet begrijp is het verschil(in formule) tussen geconcentreerd en verdund(ik weet ook niet precies wat ze betekenen).

Bij NO3 -, alleen als OX in een salpeterzuuroplossing, en niet in een oplossing zonder H+ionen. Er wordt gezegd dat:

'-In de halfvergelijking die bij geconcentreerd salpeterzuur hoort, ontstaat NO2,

-In de halfvergelijking die bij verdund salpeterzuur hoort, ontstaat NO'.

Als je deze verschil tussen geconcentreerd en verdund kan vinden m.b.v. binas tabel 48(standaardelektrodepotentialen), hoe kan je dat dan bij SO4 2- doen. En wat zijn de formules van deze(van NO3 -) deeltjes?

groeten

[Fred F.]

Ik heb geen Binas, dus voor het geval ze daar niet in staan:

Zie reactievergelijkingen bij elektrodepotentialen +0.16 (HSO₄^-) en +0.17 (SO₄^2-) en +0.80 (NO₃^-)

http://en.wikipedia.org/wiki/Table_of_stan...rode_potentials

Zie reactievergelijking bij elektrodepotentiaal 0.96 (NO₃^-)

http://nl.wikipedia.org/wiki/Redoxpotentiaal

Zie ook regels met 0.17 , 0.78 , 0.96 in:

http://www.physchem.co.za/Data/Electrode%2...0Potentials.htm

[omergun]

Ik heb geen Binas, dus voor het geval ze daar niet in staan:  

Zie reactievergelijkingen bij elektrodepotentialen +0.16 (HSO₄^-) en +0.17 (SO₄^2-) en +0.80 (NO₃^-)

http://en.wikipedia.org/wiki/Table_of_stan...rode_potentials

Zie reactievergelijking bij elektrodepotentiaal 0.96 (NO₃^-)

http://nl.wikipedia.org/wiki/Redoxpotentiaal

Zie ook regels met 0.17 , 0.78 , 0.96 in:

http://www.physchem.co.za/Data/Electrode%2...0Potentials.htm

bedankt voor uw reactie, maar deze zijn de gegevens die in de binas ook staan, wat ik vroeg waren de formules van geconcentreerd zwavelzuur, verdund zwavelzuur, geconcentreerd salpeterzuur en verdund salpeterzuur.

groeten

[Fred F.]

Maar dat zijn toch alle formules voor de halfvergelijkingen.

Die voor geconcentreerd salpeterzuur is die waarbij NO2 ontstaat, maar die kun je eventueel ook herschrijven als:

4 HNO3 + 2e- ===> 2 NO3^- + 2 H2O + 2 NO2

Die voor verdund zwavelzuur is die waarbij NO ontstaat, maar die kun je eventueel ook herschrijven als:

8 HNO3 + 6e- ===> 6 NO3^- + 4 H2O + 2 NO

Die voor geconcentreerd zwavelzuur zijn die waarbij SO2 ontstaat, maar die kun je eventueel ook herschrijven als:

2 H2SO4 + 2e- ===> SO₄^2- + 2H2O + SO2

Of wellicht beter als:

3 H2SO4 + 2e- ===> 2 HSO₄^- + 2H2O + SO2

[omergun]

Maar dat zijn toch alle formules voor de halfvergelijkingen.

Die voor geconcentreerd salpeterzuur is die waarbij NO2 ontstaat, maar die kun je eventueel ook herschrijven als:  

4 HNO3 + 2e-  ===> 2 NO3^- + 2 H2O + 2  NO2

Die voor verdund zwavelzuur is die waarbij NO ontstaat, maar die kun je eventueel ook herschrijven als:

8 HNO3 + 6e-  ===> 6 NO3^- + 4 H2O + 2  NO

Die voor geconcentreerd zwavelzuur zijn die waarbij SO2 ontstaat, maar die kun je eventueel ook herschrijven als:  

2 H2SO4 + 2e- ===> SO₄^2- + 2H2O + SO2

Of wellicht beter als:

3 H2SO4 + 2e- ===> 2 HSO₄^- + 2H2O + SO2

Dus hebben de geconcentreerde en verdunde zwavelzuur/salpeterzuur hetzelfde formule, beide salpeterzuur(geconc. en verdund)=HNO3 en beide zwavelzuur(geconc. en verdund)=H2SO4?

Maar betekent verdund niet een oplossing, zoja, hoe kan je dan een formule van een vast zuur hebben? Ik weet nog steeds niet de betekenis van verdund en geconcentreerd en het verschil tussen bijv. verdund zwavelzuur en zwavelzuuroplossing of bij. verdund salpeterzuur en salpeterzuuroplossing...

[Fred F.]

De alternatieve schrijfwijze (zoals soms gebruikt in engelstalige literatuur) was bedoeld voor de duidelijkheid, namelijk dat het om de zuren gaat. Nitraat of sulfaat ionen zonder H+ zijn geen oxidators. Puur HNO3 en puur H2SO4 zijn dat wel, maar inderdaad in een waterig milieu zijn deze voor een groot deel gedissocieerd, vooral in verdunde oplossing.

Ik krijg de indruk dat dit eigenlijk over huiswerk gaat (en dus beter in dat forum zou staan) en dus moet je de schrijfwijze voor de halfvergelijkingen gebruiken zoals die in je theorieboek en Binas staan. Vergeet de alternatieve schrijfwijzes maar.

Er zijn bepaalde dingen die je gewoon moet weten (van buiten leren) namelijk dat geconcentreerd zwavelzuur een oxidator is die SO2 maakt, terwijl in verdund zwavelzuur alleen H+ een oxidator is. En dat geconcentreerd salpeterzuur NO2 geeft en verdund salpeterzuur NO.

(In werkelijkheid is het allemaal niet zo zwartwit. Er ontstaat altijd een mengsel van NO2 en NO maar hoe geconcentreerder het zuur hoe minder NO en hoe verdunder het zuur hoe minder NO2. Het is een glijdende schaal als je begrijpt wat ik bedoel. Het is wellicht mogelijk om met de Nernst vergelijking de NO2/NO verhouding te bepalen als functie van de zuurconcentratie. Het hangt waarschijnlijk echter mede af van de reductor.)

[Gea]

Verder is het toch zo dat je zowel geconcentreerd als verdund salpeterzuur moet noteren als NO3 + H+?

Hoezo is dit eigenlijk zo? Ik dacht dat ik geconcentreerd Salpeterzuur moest noteren als HNO3?

[Gast]

In sommige posts zie ik dat mensen denken dat een verdunde oplossing een electroliet geioniseerd is en in een geconcentreerde oplossing niet. Dat geldt echter alleen voor zwakke electrolieten met een hoge pK waarde. Maar sterke electrolieten zoals keukenzout, zoutzuur, salpeterzuur en zwavelzuur kun je veel beter beschrijven door aan te nemen dat ze volledig in ionen gedissocieerd zijn in water..

Ik vind het misleidend dat er tabellen zijn met sterk negatieve pK waarden voor sterke zuren. Je moet uitgaan van electrostatische ion-ion interakties volgens Debije en Hueckel, na volledige dissociatie in ionen. En dan zijn er geen pK waarden meer.

Sulfaationen in waterige oplossing moet je beschouwen als niet reduceerbaar. Alleen als er helemaal geen vrij water meer aanwezig is lukt het de sulfaationen met metalen bij hogere temperatuur te reduceren. Maar als er slechts een beetje water aanwezig is dan wordt water gereduceerd in plaats van het sulfaat ion. Het is kinetisch onmogelijk het zeer stabiele tetraedrische sulfaat ion bij aanwezigheid van water te reduceren tot bijvoorbeeld sulfiet. Het omgekeerde, van sulfiet naar sulfaat, gaat wel heel gemakkelijk.

Alleen het enzymsysteem van de anaerobe, sulfaatreducerende bacterien is staat bij lage temperatuur zuurstof te onttrekken aan het zo sterk gestabiliseerde sulfaation. Dat gaat heel ver, tot de vorming van het sulfide-ion. Hoe dat gaat weet ik echter niet. Wie weet wel iets over het biochemische mechanisme hierbij?

[Joris7]

Hey, ik ben pas begonnen met redoxreacties en krijg een oefening spijtig genoeg niet opgelost. Als iemand ze uit zou willen schrijven ben ik je alvast heel erg bedankt! Een kaliumpermanganaatoplossing wordt met een kaliumnitrietoplossing in een basisch midden omgezet in mangaandioxide en kaliumnitraat. Bepaal de redoxvergelijking.

Joris

[Fred F.]

Je had hiervoor beter een nieuw onderwerp kunnen starten met de knop uiterst rechts onder.

Een redoxvergelijking bestaat altijd uit twee halfreacties: één voor de oxidatie en één voor de reductie.

Die halfreacties kun je vinden in Binas of op internet zoals in deze PDF-file

Zoek nu die waarbij permanganaat omgezet wordt in mangaandioxide en die waarbij nitriet omgezet wordt in nitraat, tel ze bij elkaar op na elk te vermenigvuldigen met een factor zodanig dat de elektronen van beide halfreacties gelijk zijn en dus wegvallen.

[robj]

Een kaliumpermanganaatoplossing wordt met een kaliumnitrietoplossing in een basisch midden omgezet in mangaandioxide en kaliumnitraat.

Kleine tip:

Als je de permanganaat-halfreactie bekijkt, althans die bij V₀=1,52 V, dan zie je dat er acht H⁺ ionen voor nodig zijn. In de opgave staat dan, dat men een "aangezuurde kaliumpermanganaatoplossing" gebruikt.

Zijn die H⁺ ionen er niet, zoals in jouw geval (basisch milieu), dan kan deze halfreactie niet verlopen en is de volgende kandidaat de halfreactie bij V₀=0,57 V.