Halfreacties (scheikunde)

Wie weet er hoe je een halfreactie maakt? Bijvoorbeeld:

"Schrijf de halfreactie op van de deeltjes H+ en I-"

Ik weet in theorie wel hoe het moet, maar je moet ook weten in welke ionen deze stoffen voorkomen. Hoe kom ik daarachter? Misschien door een tabel in binas? In tabel 48 staan een aantal ionen, maar hoe gebruik ik deze tabel dan?

Alvast bedankt,

Laurens

[GinnyPig]

Er is een tabel met een overzicht van halfreacties, maar ik weet niet uit me hoofd welke dat is...

Iets van 65 dacht ik..

Moet je anders ff opzoeken in de index.

[mathfreak]

GinnyPig schreef:
Er is een tabel met een overzicht van halfreacties, maar ik weet niet uit me hoofd welke dat is...

Dat is tabel 48 waar hij het over had.

[damaetas]

Duckje schreef:
"Schrijf de halfreactie op van de deeltjes H+ en I-"

ik vermoed dat als dat de vraag is, je leraar niet bedoelt "schrijf de reacties over uit je binas-tabellen" dus zal ik het ff uitleggen.

eerst moet je weten naar welke stoffen ze reageren:
H+ zal reduceren naar H₂
dan moet je ook nog ff de atoom balans in orde brengen:
2H+ -> H₂
dan moet je kijken naar hoeveel elektronen er worden uitgewisseld: de oxidatietrap gaat van +1 naar 0, maar omdat het over 2 atomen gaat die een elektron uitwisselen worden er dus 2 elektronen verhuist
de halfreactie is dan: 2H⁺ + 2e^- -> H₂

bij I- geeft dat dan: (dit is een oxidatie dus er blijven aan het eind elektronen over, die in de globale reactie bij de reductie van H+ worden gebruikt)
2I^- -> I₂ + 2e^-

(eigenlijk komt het I₂-molecule niet alleen voor en complexeert het meteen met een I^- tot I₃^-, maar omdat dat derde I^--ion niet deelneemt aan de oxidatie wordt ze veel niet geschreven. Ook bij I₃^- worden er dus maar 2e^- uitgewisseld. )

damaetas schreef:
ik vermoed dat als dat de vraag is, je leraar niet bedoelt "schrijf de reacties over uit je binas-tabellen" dus zal ik het ff uitleggen.

eerst moet je weten naar welke stoffen ze reageren:
H+ zal reduceren naar H₂
dan moet je ook nog ff de atoom balans in orde brengen:
2H+ -> H₂
dan moet je kijken naar hoeveel elektronen er worden uitgewisseld: de oxidatietrap gaat van +1 naar 0, maar omdat het over 2 atomen gaat die een elektron uitwisselen worden er dus 2 elektronen verhuist
de halfreactie is dan: 2H⁺ + 2e^- -> H₂

bij I- geeft dat dan: (dit is een oxidatie dus er blijven aan het eind elektronen over, die in de globale reactie bij de reductie van H+ worden gebruikt)
2I^- -> I₂ + 2e^-

(eigenlijk komt het I₂-molecule niet alleen voor en complexeert het meteen met een I^- tot I₃^-, maar omdat dat derde I^--ion niet deelneemt aan de oxidatie wordt ze veel niet geschreven. Ook bij I₃^- worden er dus maar 2e^- uitgewisseld. )

en dat vinden we allemaal weer turug in............................tabel 48

damaetas schreef:
eerst moet je weten naar welke stoffen ze reageren:
H+ zal reduceren naar H₂

Maar hoe weet ik dan naar welke stoffen ze reageren? 'k dacht dat je dat op kon zoeken in tabel 48, maar ik weet niet hoe ik die moet lezen
De leraar had het erover dat je onderaan kon beginnen voor de oxidatoren en bovenaan voor de reductoren? (kan ook andersom zijn) Hoe zit dat precies?

Het enige wat een H⁺-ion als oxidator kan doen is elektronen opnemen en H₂ worden. Je weet dat H⁺ oxidator is, want H²⁺ bestaat niet. Dan kijk je in je binas in het rijtje oxidatoren naar H⁺, en voila, de halfreactie van H⁺
van I^- weet je dat het elektronen gaat afstaan, want als het nog een elektron gaat opnemen krijg je I^2-, en dat bestaat niet. Het is dus een reductor en dus kijk je in je binastabel in het rijtje reductoren naar I^-, en daar zie je (uit mn hoofd ongeveen iets onder het midden van de eerste tabel) de halfreactie van I^-

De plaats in de tabellen geeft de sterkte aan. De sterkste oxidatoren staan linksbovenaan en de sterkste reductoren staan rechtsonderaan. Dit is hetzelfde systeem als de zuren en basen, dus als je dat snapt, begrijp je dit ook.

FlorisvdB schreef:
Je weet dat H⁺ oxidator is, want H²⁺ bestaat niet.

Dat is mijn vraag, hoe weet ik of H2+ wel of niet bestaat. Kun je dat ergens opzoeken oid? Er zijn talloze ionen, en het lijkt me sterk dat je voor al die ionen moet gaan leren in welke valenties ze voorkomen?

Laurens

[mathfreak]

Duckje schreef:
Dat is mijn vraag, hoe weet ik of H2+ wel of niet bestaat. Kun je dat ergens opzoeken oid? Er zijn talloze ionen, en het lijkt me sterk dat je voor al die ionen moet gaan leren in welke valenties ze voorkomen?

Laurens

In tabel 39 van Binas kun je de valenties vinden waarin de elementen voorkomen. Tabel 45A van Binas geeft tevens een overzicht van een groot aantal ionen met hun bijbehorende ladingen. Merk overigens op dat de lading van het waterstofion in tabel 39 foutief als 1^- wordt weergegeven, terwijl dat 1⁺ moet zijn. Het waterstofion is identiek met een proton en dient opgevat te worden als een waterstofatoom dat een elektron mist. Aangezien waterstof maar 1 elektron bevat kan de lading van het waterstofion alleen maar 1⁺ zijn. Het antwoord op de vraag of H²⁺ bestaat is dus nee.
Als je tabel 48 raadpleegt zie je links in de kolom de oxidatoren staan en rechts de reductoren. Als je weet dat oxidatoren altijd elektronen opnemen en dat reductoren altijd elektronen afstaan kun je verder zonder problemen de gevraagde halfreacties opsporen. Verder is het zo dat de sterkste oxidator linksboven en de sterkste reductor rechtsonder in tabel 48 staat aangegeven. Ook kun je de regel toepassen dat de reductor met een lagere potentiaal altijd met een oxidator met een hogere potentiaal zal reageren.

[damaetas]

mathfreak schreef:
Merk overigens op dat de lading van het waterstofion in tabel 39 foutief als 1- wordt weergegeven, terwijl dat 1+ moet zijn.

waterstof kan best -1 zijn, in hydriden

[mathfreak]

damaetas schreef:
waterstof kan best -1 zijn, in hydriden

Dat klopt, maar hydriden maken geen deel uit van de examenprogramma's scheikunde in het middelbaar onderwijs hier, vandaar dat dit aspect hier niet wordt behandeld, tenzij als examenvraag.

mathfreak schreef:
Ook kun je de regel toepassen dat de reductor met een lagere potentiaal altijd met een oxidator met een hogere potentiaal zal reageren.

Dat is niet altijd zo, want met elektrolyse kun je een reactie afdwingen die anders niet zou verlopen.
Dat maakt helaas wel onderdeel uit van het examenprogramma

[mathfreak]

FlorisvdB schreef:
Dat is niet altijd zo, want met elektrolyse kun je een reactie afdwingen die anders niet zou verlopen.
Dat maakt helaas wel onderdeel uit van het examenprogramma

Zo heb ik het anders wel geleerd van mijn scheikundeleraar toen we in 5 h.a.v.o. redoxreacties hebben behandeld, en ik neem aan dat die regel met de juiste zorgvuldigheid is opgesteld.

mathfreak schreef:
Zo heb ik het anders wel geleerd van mijn scheikundeleraar toen we in 5 h.a.v.o. redoxreacties hebben behandeld, en ik neem aan dat die regel met de juiste zorgvuldigheid is opgesteld.

Wij hebben het pas nog gehad en na de vakantie heb ik er een tentamen over. Het is trouwens wel scheikunde 2 stof, dus misschien geven ze het op de havo niet

[damaetas]

FlorisvdB schreef:
Dat is niet altijd zo, want met elektrolyse kun je een reactie afdwingen die anders niet zou verlopen.
Dat maakt helaas wel onderdeel uit van het examenprogramma

wat mathfreak hier beschrijft is het principe van een galvanische cel. het omgekeerde van een elektrolyse.

elektrolyse: stroom gebruiken om een reactie aflopend te maken

galvanische cel: reactie gebruiken om stroom te maken

damaetas schreef:


galvanische cel: reactie gebruiken om stroom te maken

wij noemen dat gewoon een chemische cel, of accu of batterij