Bleekwater en zure ontkalker, een gevaarlijke chloorcocktail

Bleekwater (of javel) bevat hypochlorietionen (ClO-) die als sterke oxidator fungeren t.o.v. kleurstoffen (bleekwater) en micro-organismen (ontsmettingsmiddel). In bleekwater bevinden deze hypochlorietionen zich in een basisch milieu (pH = 10). Indien je zure ontkalker toevoegt aan het bleekwater zal er uit het hypochloriet chloorgas (Cl2), een prikkelend en giftig gas, ontsnappen. Tegelijkertijd je toilet ontsmetten en ontkalken is dus geen goed idee.

Inhoud

• Redoxkoppels
• Combinaties van redoxkoppels
• Normpotentialen
• Redoxpotentialen: vergelijking van Nernst
• pH bij normomstandigheden
• Zuiver bleekwater: pH = 10

Redoxkoppels

Redoxkoppels (Ox/Red) zijn koppels bestaande uit een oxidator (Ox) en zijn geconjugeerde reductor (Red). De oxidator kan door opname van elektronen worden omgezet in de geconjugeerde reductor en de geconjugeerde reductor kan op zijn beurt de elektronen weer afstaan en terug worden omgezet in de oxidator. Dit proces kan worden weergegeven in een halfreactie.

Voorbeelden

• Redoxkoppel: ClO^-/Cl₂
• Halfreactie: 2ClO^- + 2 e^- + 4H⁺ = Cl₂ + 2H₂O

Hypochloriet is hier de oxidator en kan door opname van elektronen omgezet worden in zijn geconjugeerde reductor chloorgas. Omgekeerd kan chloorgas door afgave van elektronen weer worden omgezet in zijn geconjugeerde oxidator hypochloriet.

• Redoxkoppel: Cl₂/Cl^-
• Halfreactie:Cl₂ + 2 e^- = 2Cl^-

In dit koppel is chloorgas de oxidator. Door elektronen op te nemen wordt hij omgezet in zijn geconjugeerde reductor, het chloride-ion.

Combinaties van redoxkoppels

Halfreacties op zich kunnen niet opgaan. Elektronen kunnen immers niet uit het niets verschijnen of in het niets verdwijnen. Voor een volledige redoxreactie dienen dus twee halfreacties te worden gecombineerd. Het ene redoxkoppel levert de oxidator en het andere de reductor. Welk koppel wat levert, hangt af van de redoxpotentiaal van de betrokken koppels.

Normpotentialen

Elk redoxkoppel heeft een bepaalde normpotentiaal. Op de achterzijde van elk periodiek systeem vind je wel een lijst met normpotentialen. Deze normpotentialen werden gemeten onder normomstandigheden: bij 1 atmosfeer, bij 25°C en bij een concentratie van 1 mol/L voor al de betrokken stoffen.

Als een redoxkoppel een hoge normpotentiaal heeft, betekent dit dat het koppel (bij normomstandigheden) bestaat uit een sterkere oxidator en een zwakkere reductor. Bij een lage normpotentiaal is het omgekeerde het geval. Een redoxreactie gaat hoofdzakelijk op ter vorming van de zwakste oxidator en de zwakste reductor.

Voorbeeld

• E°(ClO^-/Cl₂ ) = 1.611 V
• E°(Cl₂/Cl^-) = 1.358 V

We hebben hier twee mogelijke oxidatoren ClO^- (van het eerste koppel) en Cl₂ (van het tweede koppel). Daar het eerste koppel een hogere normpotentiaal heeft, weten we dat hypochloriet onder normomstandigheden een sterkere oxidator is dan chloorgas. We kunnen dan ook stellen dat onder normomstandigheden het chloride-ion van het tweede koppel een sterkere reductor is dan chloorgas (van het eerste koppel).

Redoxpotentialen: vergelijking van Nernst

De vergelijking van Nernst geeft weer hoe de waarde van de redoxpotentiaal verandert met de concentraties van de redoxkoppels.

Algemeen:

• Halfreactie: Ox + n e^- = Red
• Redoxpotentiaal: E(Ox/Red) = E°(Ox/Red) + 0.059/n log (c_Ox/c_Red)

Voor de betrokken koppels:

• Halfreactie koppel 1: 2ClO^- + 2 e^- + 4H⁺ = Cl₂ + 2H₂O
• Redoxpotentiaal: E(ClO^-/Cl₂) = E°(ClO^-/Cl₂) + 0.059/2 log ((c_ClO-² . c_H+⁴)/(c_Cl2 . c_H2O²))

• Halfreactie koppel 2: Cl2 + 2 e- = 2Cl-
• Redoxpotentiaal: E(Cl₂/2Cl^-) = E°(Cl₂/2Cl^-) + 0.059/2 log(c_Cl2/c_Cl-²)

pH bij normomstandigheden

Op basis van de halfreactie weten we of een potentiaal al dan niet afhankelijk is van de pH.

Voor de betrokken koppels:

• E°(Cl₂/2Cl^-) = 1.358 V
• Halfreactie: Cl₂ + 2 e^- = 2Cl^-

Deze halfreactie is niet afhankelijk van de pH, daar er geen protonen (H⁺) in de halfreactie voorkomen.

• E°(ClO^-/Cl₂) = 1.611 V
• Halfreactie: 2ClO^- + 2 e^- + 4H⁺ = Cl₂ + 2H₂O

Deze halfreactie is wel afhankelijk van de pH. Deze normpotentiaal is geldig bij c_H+ = 1 mol/L. Met pH = -log c_H+ weten we dat dit overeenstemt met een pH van 0.

Uit de normpotentialen weten we dus dat bij lage pH (zuur milieu):

• (Cl₂/2Cl^-) = het reducerend systeem.
• (ClO^-/Cl₂) = het oxiderend systeem.

De redoxreactie die dus opgaat:
2Cl^- + 2ClO^- + 4H⁺ → 2Cl₂ + 2H₂O
Indien we javel aanzuren krijgen we dus de vorming van giftige chloordampen.

Zuiver bleekwater: pH = 10

Berekeningen met de vergelijking van Nernst.

• E(Cl₂/2Cl^-) = 1.358 V (onafhankelijk van de pH)
• E(ClO^-/Cl₂) = E°(ClO^-/Cl₂) + 0.059/2 log ((c_ClO-² . c_H+⁴)/(c_Cl2 . c_H2O²)) = 0.431 V

Uit de berekende redoxpotentialen weten we dus dat in bleekwater:

• (Cl₂/2Cl^-) = het oxiderend systeem.
• (ClO^-/Cl₂) = het reduceren systeem.

De redoxreactie die dus opgaat:
4OH^- + 2Cl₂ + 2H₂O → 2Cl^- + 2ClO^- + 2H₂O

Bleekwater kan dus beschouwd worden als een oplossing van chloorgas in een NaOH-oplossing. Het chloorgas zit als het ware opgesloten in het bleekwater. De vermelding op de verpakking van het gehalte actieve chloor verwijst hiernaar.