'
&
$
%
Invloed van de pH op het oxiderend vermogen
vier proefbuizen
1 2 3 4
heptaan 2mL 2mL 2mL 2mL
KI 1mL 1mL 1mL 1mL
• ...
'
&
$
%
Potentiometrische titratie van Fe2+
met Ce4+
(slide 1)
Fe2+
+ Ce4+
−→ Fe3+
+ Ce3+
E◦
Ce4+/Ce3+ = +1.61V
E◦
F e3+/F...
'
&
$
%
Potentiometrische titratie van Fe2+
met Ce4+
(slide 2)
• Halfweg het equivalentiepunt
ˆ
Fe2+
˜
=
ˆ
Fe3+
˜
EMF = EF...
'
&
$
%
Potentiometrische titratie van Fe2+
met Ce4+
(slide 3)
• Na het equivalentiepunt
– Na het equivalentiepunt wordt d...
Upcoming SlideShare
Loading in …5
×

Practicum oxidoreductie-evenwichten

635 views

Published on

Published in: Education
0 Comments
0 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

No Downloads
Views
Total views
635
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
4
Actions
Shares
0
Downloads
0
Comments
0
Likes
0
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Practicum oxidoreductie-evenwichten

  1. 1. ' & $ % Invloed van de pH op het oxiderend vermogen vier proefbuizen 1 2 3 4 heptaan 2mL 2mL 2mL 2mL KI 1mL 1mL 1mL 1mL • Beker Cr2O2− 7 /Cr3+ 40 mL • Breng 2mL in proefbuis 1 ⇒ Schud. • proefbuis H2SO4 (5M) 5 mL • Breng 1 druppel in beker Cr2O2− 7 /Cr3+ • Breng 2mL in proefbuis 2 ⇒ Schud. • 0.5 mL 5M H2SO4 (5M) 5 mL in beker Cr2O2− 7 /Cr3+ • Breng 2mL in proefbuis 3 ⇒ Schud. • 2 mL 5M H2SO4 (5M) 5 mL in beker Cr2O2− 7 /Cr3+ • Breng 2mL in proefbuis 4 ⇒ Schud. • Vergelijk kleur heptaanlaag ! Draag labobril! Vermijd contact Cr2O2− 7 /Cr3+ en H2SO4 met huid
  2. 2. ' & $ % Potentiometrische titratie van Fe2+ met Ce4+ (slide 1) Fe2+ + Ce4+ −→ Fe3+ + Ce3+ E◦ Ce4+/Ce3+ = +1.61V E◦ F e3+/F e2+ = +0.68V De redoxkoppels die deelnemen in de halfreacties van de galvanische cel zijn: • Pt-elektrode : Fe3+/Fe2+ en Ce4+/Ce3+ • kalomelelektrode: Hg2+ 2 /Hg EMF = Ekathode − Eanode = E[F e3+][Ce3+] [F e2+][Ce4+] − Ekalomel De potentiaal aan de Pt-elektrode wordt bepaald door de ˆ Fe3+ ˜ / ˆ Fe2+ ˜ en ˆ Ce3+ ˜ / ˆ Ce4+ ˜ verhoudingen. Deze wijzigen voortdurend tijdens titratie. Begin van de titratie • Pt-elektrode (kathode) ⇒ rode contactpunt • Kalomelelektrode (anode) ⇒ blauwe contactpunt EMF meten EMF = EF e3+/F e2+ − Ekalomel = E◦ F e3+/F e2+ − 0.059 1 log ˆ Fe2+ ˜ [Fe3+] − Ekalomel Voor het equivalentiepunt wordt Ce4+ gereduceerd tijdens de oxidatie van Fe2+. De redoxreactie Fe2+ + Ce4+ −− Fe3+ + Ce3+ is snel zodat er meteen een evenwicht wordt ingesteld. Stel hiervan een Galvanische cel dan is de EMF meteen gelijk aan nul.
  3. 3. ' & $ % Potentiometrische titratie van Fe2+ met Ce4+ (slide 2) • Halfweg het equivalentiepunt ˆ Fe2+ ˜ = ˆ Fe3+ ˜ EMF = EF e3+/F e2+ − Ekalomel = E◦ F e3+/F e2+ − Ekalomel ⇒ E◦ F e3+/F e2+ = EMF + Ekalomel E◦ F e3+/F e2+ = 0.68V (0.2MH2SO4) • Op het equivalentiepunt Op het equivalentiepunt hebben dezelfde hoeveelheden Fe2+ en Ce4+ gereageerd. – ˆ Fe2+ ˜ = ˆ Ce4+ ˜ – ˆ Fe3+ ˜ = ˆ Ce3+ ˜ – ˆ Fe3+ ˜ = ˆ Ce3+ ˜ >> ˆ Fe2+ ˜ = ˆ Ce4+ ˜ Eeq = EF e3+/F e2+ = E◦ F e3+/F e2+ − 0.059 1 log ˆ Fe2+ ˜ [Fe3+] Eeq = ECe4+/Ce3+ = E◦ Ce4+/F e3+ − 0.059 1 log ˆ Ce3+ ˜ [Ce4+] 2Eeq = E◦ F e3+/F e2+ + E◦ Ce4+/Ce3+ − 0.059 1 log ˆ Fe2+ ˜ ˆ Ce3+ ˜ [Fe3+] [Ce4+] ⇒ Eeq = E◦ F e3+/F e2+ + E◦ Ce4+/Ce3+ 2 op deze manier reductiepotentiaal van een onbekend redoxkoppel bepalen.
  4. 4. ' & $ % Potentiometrische titratie van Fe2+ met Ce4+ (slide 3) • Na het equivalentiepunt – Na het equivalentiepunt wordt de EMF bepaald door het Ce4+/Ce3+-redoxkoppel. Haast geen Fe2+-ionen meer aanwezig. EMF = E◦ Ce4+/Ce3+ − 0.059 1 log ˆ Ce3+ ˜ [Ce4+] − Ekalomel – na 2× equivalentiepunt: ˆ Ce3+ ˜ = ˆ Ce4+ ˜ EMF = ECe4+/Ce3+ − Ekalomel = E◦ Ce4+/Ce3+ − Ekalomel ⇒ E◦ Ce4+/Ce2+ = EMF + Ekalomel E◦ Ce4+/Ce3+ = 1.30V (1 M H2SO4) E◦ Ce4+/Ce3+ = 1.33V (0.2 M H2SO4)

×