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. '
&
$
%
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. '
&
$
%
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. '
&
$
%
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)