Redox en chemisch evenwicht
Dit domein toetst of je oxidatiegetallen toekent, halfreacties combineert tot een kloppende redoxvergelijking en of je een evenwicht kwalitatief en kwantitatief kunt analyseren.
Oxidatiegetallen
O is vrijwel altijd -2 (uitzondering: peroxiden, -1), H is +1 (uitzondering: hydriden), een element in enkelvoudige stof is 0 en de som van de oxidatiegetallen in een ion is gelijk aan de lading. Oxidatie is een toename van het oxidatiegetal (elektronen afstaan), reductie een afname.
Halfreacties en balans
Neem de oxidator- en reductorhalfreactie uit de Binas-tabel met standaardelektrodepotentialen (tabel 48), vermenigvuldig zodat de elektronen wegvallen, tel op en controleer atoom- en ladingbalans met H⁺ en H₂O in zuur milieu (OH⁻ in basisch milieu). Een redoxreactie verloopt zolang de oxidator een hogere standaardpotentiaal heeft dan de reductor.
Evenwicht
K = [producten]/[reagentia] met de coëfficiënten als exponenten; vaste stoffen en vloeistoffen komen niet in K voor. K hangt alleen van de temperatuur af. Vergelijk het reactiequotiënt Q met K om de verschuivingsrichting te voorspellen. Volgens Le Chatelier verschuift een evenwicht bij toevoegen of verwijderen van een reagens, bij druk- of volumeverandering (alleen als er gassen meedoen) en bij temperatuurverandering; een katalysator verkort alleen de insteltijd.
Uitgewerkt voorbeeld
Permanganaat oxideert Fe²⁺ in zuur milieu. Oxidator: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O (E° = +1,51 V). Reductor: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (E° = +0,77 V). Vermenigvuldig de reductorhalfreactie met 5 en tel op: MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O. Omdat +1,51 V > +0,77 V verloopt de reactie; de molverhouding 1 : 5 levert de titratie-uitkomst.
Valkuilen
- Waterstofperoxide als O = -2 noteren in plaats van -1.
- H⁺ toevoegen terwijl de reactie in basisch milieu verloopt.
- Denken dat meer oxidator de evenwichtsconstante verandert; alleen temperatuur doet dat.
- Een katalysator als evenwichtsverschuiving presenteren.