Leerdoelen
•Je kunt rekening houden met het milieu van de oplossing waarin een redoxreactie plaatsvindt.
•Je kunt uitleggen waarom kaliumpermanganaat veel gebruikt wordt bij redox-titraties.
•Je kunt begrijpen hoe het milieu de reactie van kaliumpermanganaat en andere redoxreacties beïnvloedt.
Wat is het belang van het milieu bij redoxreacties?
Het milieu van een oplossing, of deze nu zuur, neutraal of basisch is, beïnvloedt de manier waarop redoxreacties plaatsvinden. Een redoxreactie is een chemische reactie waarbij elektronen worden overgedragen. Hierbij geeft een reductor elektronen af en een oxidator neemt elektronen op. Het milieu bepaalt welke halfvergelijkingen van oxidatoren en reductoren gebruikt kunnen worden uit bijvoorbeeld tabel 48, een tabel met standaard elektrodepotentialen.
Waarom wordt kaliumpermanganaat veel gebruikt?
Kaliumpermanganaat (KMnO₄) is een zout dat wordt opgelost in water en uiteenvalt in een positief kaliumion (K⁺) en een negatief permanganaation (MnO₄⁻). Het kaliumion (K⁺) is een tribune-ion, wat betekent dat het niet deelneemt aan de redoxreactie, omdat het een zeer zwakke oxidator is. Het permanganaat-ion (MnO₄⁻) is een sterke oxidator en heeft een karakteristieke paarse kleur. Deze kleur verdwijnt tijdens een reactie, wat kaliumpermanganaat geschikt maakt voor redox-titraties. Bij een redox-titratie wordt de concentratie van een stof bepaald door deze te laten reageren met een bekende hoeveelheid van een andere stof, waarbij de verdwijning van de paarse kleur aangeeft wanneer de reactie compleet is.
Hoe reageert kaliumpermanganaat in zuur milieu?
In een zuur milieu, waar H⁺-ionen aanwezig zijn, gedraagt het permanganaat-ion (MnO₄⁻) zich volgens een specifieke halfvergelijking. Deze halfvergelijking kan alleen gebruikt worden als er voldoende H+-ionen aanwezig zijn.
De halfvergelijking voor permanganaat in zuur milieu is: MnO₄⁻(aq) + 8H⁺(aq) + 5 e⁻ → Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l)
Het Mn²⁺-ion dat hierbij ontstaat, is kleurloos. Dit is waarom de paarse oplossing van kaliumpermanganaat tijdens een titratie transparant wordt.
Voorbeeldberekening met kaliumpermanganaat in zuur milieu: We laten kaliumpermanganaat reageren met kaliumjodide (KI). Kaliumjodide splitst in K⁺ en I⁻. Het jodide-ion (I⁻) is de reductor, waarvan de halfvergelijking is: 2 I⁻ (aq) → I₂ (aq) + 2 e⁻
Om de volledige redoxreactie te krijgen, moeten de elektronen in beide halfvergelijkingen gelijk zijn:
1.Oxidator (permanganaat) halfvergelijking: MnO₄⁻(aq) + 8 H⁺(aq) + 5 e⁻ → Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l) (x2)
2.Reductor (jodide) halfvergelijking: 2 I⁻ (aq) → I₂ (aq) + 2 e⁻ (x5)
Dit geeft:
1.2 MnO₄⁻(aq) + 16 H⁺(aq) + 10 e⁻ → 2 Mn²⁺(aq) + 8 H₂O(l)
2.10 I⁻(aq) → 5 I₂(aq) + 10 e⁻
De elektronen kunnen nu tegen elkaar worden weggestreept, wat resulteert in de totale redoxreactie: 2 MnO₄⁻(aq) + 16 H⁺(aq) + 10 I⁻(aq) → 2 Mn²⁺(aq) + 8 H₂O(l) + 5 I₂(aq)
Hierbij verdwijnt de paarse kleur van MnO₄⁻ en ontstaat het kleurloze Mn2+.
Hoe reageert kaliumpermanganaat in neutraal milieu?
In een neutraal milieu, waar geen of weinig H⁺-ionen aanwezig zijn en alleen water (H₂O) fungeert als waterstofleverancier, reageert permanganaat-ion (MnO₄⁻) anders dan in een zuur milieu.
De halfvergelijking voor permanganaat in neutraal milieu is: MnO₄⁻(aq) + 2 H₂O(l) + 3 e⁻ → MnO₂(s) + 4 OH⁻(aq)
Hierbij ontstaat mangaan(IV)oxide (MnO2), ook bekend als bruinsteen. Dit is een bruinige vaste stof die de oplossing een bruine tint geeft.
Voorbeeldberekening met kaliumpermanganaat in neutraal milieu: De reactie met jodide-ionen (I-) verloopt op een vergelijkbare manier, maar met de aangepaste halfvergelijking voor de oxidator:
1.Oxidator (permanganaat) halfvergelijking: MnO₄⁻(aq) + 2 H₂O(l) + 3 e⁻ → MnO₂(s) + 4 OH⁻(aq) (x2)
2.Reductor (jodide) halfvergelijking: 2 I⁻(aq) → I₂(aq) + 2e⁻ (x3)
Dit geeft:
1.2 MnO₄⁻(aq) + 4 H₂O(l) + 6e⁻ → 2 MnO₂(s) + 8 OH⁻(aq)
2.6 I⁻(aq) → 3 I₂(aq) + 6 e⁻
De elektronen worden weggestreept voor de totale redoxreactie: 2 MnO₄⁻(aq) + 4 H₂O(l) + 6 I⁻(aq) → 2 MnO₂(s) + 8 OH⁻(aq) + 3 I₂(aq)
Wat is het effect van een basisch milieu op redoxreacties?
In een basisch milieu zijn OH--ionen aanwezig. Deze ionen kunnen net als H+-ionen in een zuur milieu, of water in een neutraal milieu, direct deelnemen aan de halfvergelijkingen van redoxreacties. De keuze van de juiste halfvergelijking uit tabel 48 is cruciaal en hangt af van welke de sterkste oxidator of reductor is in het aanwezige milieu. Alle redoxreacties vinden plaats in waterige oplossingen.
Waarom wordt zilverbestek dof?
Zilver (Ag) is normaal gesproken glanzend. Zilverbestek kan na verloop van tijd dof worden door een redoxreactie die plaatsvindt onder invloed van bepaalde omgevingsfactoren.
Factoren die dof worden versnellen:
•Temperatuurverhoging: Hogere temperaturen (bijvoorbeeld door hete soep) versnellen de reactie.
•Zwavelhoudende stoffen: De aanwezigheid van waterstofsulfide (H2S), bijvoorbeeld uit voedsel zoals eieren of andere eiwitten die zwavel bevatten.
•Zuurstof uit de lucht: Zuurstof (O2) werkt als oxidator.
De redoxreactie die zilver dof maakt, is de omzetting van zilver (Ag) in zilver(I)sulfide (Ag2S). Zilver(I)sulfide is een donkere, doffe stof. De reactie is als volgt: 4Ag(s) + 2H2S(aq) + O2(g) → 2Ag2S(s) + 2H2O(l)
Het mooie, glimmende zilverbestek wordt daardoor dof en donker.
[AFBEELDING: glanzend en dof zilverbestek naast elkaar] Alt-tekst: Een afbeelding waarop het verschil te zien is tussen een glanzend stuk zilverbestek en een dof, donker stuk zilverbestek.
