Samenvatting Klassieke analysemethoden

Klassieke analysemethoden
1. Elektrochemie
1.1 Oxidaties en reducties
1.1.1 Oxidatie- en reductiereacties
 Reagentia veranderen van oxidatietrap
 Bij stijgen is het een oxidatie
 Bij daling is het een reductie
 Oxidator
o Neemt elektronen op
o Doet andere stof oxideren
o Wordt zelf gereduceerd
o Oxidatiegetal daalt
 Reductor
o Geeft elektronen af
o Doet andere stof reduceren
o Wordt zelf geoxideerd
o Oxidatiegetal stijgt

1.1.2 Halfreacties
 Balanceren van redoxreacties pagina 8-9

1.1.3 Elektrochemische cellen
1.1.3.1 Galvanische en elektrolytische cellen
 Galvanische cel
o Spontaan proces, levert elektrische energie
 Elektrolytische cel
o Opgelegd proces, verbruikt elektrische energie
Galvanische cel Elektrolytische cel




1

,1.1.3.2 Anoden en kathoden
 Elektroden
o Anode: oxidatiereactie
o Kathode: reductiereactie
 In sommige gevallen wordt gebruikt gemaakt
van inerte elektroden
1.1.3.3 De zoutbrug
 Sluit elektrische kring met behulp van ionen
 Verhindert mengen van beide oplossingen
 Elektroneutraliteit
1.1.3.4 Schematische voorstelling van
elektrochemische cellen (niet kunnen
noteren, wel kunnen lezen)
 Voorgesteld als volgt:
o Begin bij de anode en vermeld alle
relevante info tot aan de kathode
o Schrijf de volgorde van anodereacties als oxidaties, van kathodereacties als
reducties
o Stel fasegrenzen tussen oplossing en elektrode voor met enkele verticale
streep, zoutbrug met een dubbelde verticale streep
 Voorbeeld:
o Pt|Sn2+(0,10M),Sn4+(0,21M)||Fe3+(0,080M),Fe2+(0,12M)|Pt
1.1.3.5 Stroomgeleiding in elektrochemische cellen
 Stroomgeleiding in elektrochemische cel:
o Elektrode en vaste geleiders: elektronen
o Oplossing en zoutbrug: ionen
o Aan elektrode oppervlakte: omzetting ionenstroom naar elektronenstroom 
redoxreactie

1.1.4 Sterkte van oxidators en reductors
1.1.4.1 Elektrodepotentialen
 Stel metaal M in een oplossing van ionen Mn+, wat gebeurt er, 3 mogelijkheden:




 Scheiding van ladingen tussen elektrode en oplossing geeft aanleiding tot een
elektrische potentiaal tussen elektrode en oplossing: dit wordt elektroden potentiaal
E genoemd
 Wij gebruiken altijd een reductiepotentiaal, dit is de neiging waarmee een elektrode
elektronen opneemt
 Metaal M in een oplossing van ionen Mn+
o Evenwicht: Mn+ + n e- ↔ M

2

,  De ligging van het evenwicht wordt beschreven door de elektrodepotentiaal E

 Onthoudt:
o Steeds reductiepotentiaal
o Hogere potentiaal: evenwicht naar rechts, reductie treedt gemakkelijker op,
sterkere oxidator
o Lagere (negatieve) potentiaal: evenwicht meer naar links, oxidatie treedt
gemakkelijker op, sterkere reductor
1.1.4.2 Standaard elektrodepotentiaal
 Metaal M in een oplossing van ionen Mn+
o Evenwicht: Mn+ + n e- ↔ M
 Als [Mn+] stijgt, evenwicht verschuift naar rechts
 Om verschillende halfreacties te vergelijken wordt daarom gebruik gemaakt van de
standaard elektrodepotentiaal E°
 Dit is de elektrodepotentiaal onder standaardcondities:
o Als ai = 1 (c = 1 mol/L)  E = E°
 Betekenis E°: zoals bij elektrodepotentiaal E
o Hoge E°:
 Wordt gemakkelijk gereduceerd
 Sterke oxidator
1.1.4.3 Het meten van elektrodepotentialen
 E is geen absolute waarde, de meting gebeurt altijd tegenover andere halfcel
 Er wordt een potentiaalverschil gemeten:
o ∆E = Ekathode - Eanode
 Het potentiaalverschil wordt ook celpotentiaal Ecel genoemd
1.1.4.4 De standaard waterstofelektrode
 De referentie op potentialen te meten is de
standaardwaterstofelektrode (SHE)
 Evenwicht:
o 2 H+ + 2 e- ↔ H2(g)
 Potentiaal wordt standaard op 0,000 V gesteld
1.1.4.5 Tekenconventie voor elektrodepotentialen
 Elektrode wordt gekoppeld aan een
SWE:
o Gedraagt hij zich als kathode:
positief potentiaal
o Gedraagt hij zich als anode:
negatief potentiaal
 Onthoudt:
o Een redoxkoppel met een
hoger potentiaal heeft de
sterkere oxidator
o Een redoxkoppel met een lager potentiaal heeft de sterkere reductor
o Een koppel met hogere E oxideert koppel met lagere E

3