Bepaling van normpotentialen

Elke redoxkoppel wordt gekenmerkt door een normpotentiaal, ook standaard redoxpotentiaal genoemd. De normpotentiaal is een maat voor het oxiderend en reducerend vermogen van respectievelijk de oxidator en de reductor van dit koppel. Normpotentialen zijn terug te vinden in tabellen. Maar ooit heeft men deze tabellen moeten opstellen.

• Redoxreacties
• Normpotentialen
• De bepaling van een normpotentiaal
• Voorbeeld 1: de bepaling van de normpotentiaal van het redoxkoppel Zn²⁺/Zn
• Voorbeeld 2: de bepaling van de normpotentiaal van het redoxkoppel Cu²⁺/Cu

Redoxreacties

Een redoxreactie is een reactie waarbij een oxidator en een reductor elektronen uitwisselen. Een reductor geeft elektronen af en een oxidator neemt deze elektronen op. Je kan een redoxreactie opsplitsen in twee halfreacties (de oxidatie en de reductie) en je kan binnen een redoxreactie dus twee redoxkoppels beschouwen.

Redoxkoppel 1 dat de oxidator levert: Ox₁/Red₁. Ox₁ wordt dus zelf gereduceerd en omgezet in red₁.

• Reductie: Ox₁ + n e^- → Red₁

Redoxkoppel 2 dat de reductor levert : Ox₂/Red₂. Red₂ wordt dus zelf geoxideerd en omgezet in ox₂.

• Oxidatie: Red₂ → Ox₂ + m e^-

Totale redoxreactie: m Ox₁ + n Red₂ → m Red₁ + n Ox₂

Normpotentialen

Elk redoxkoppel wordt gekenmerkt door een normpotentiaal. De waarde van de normpotentiaal geeft aan hoe sterk de oxidator of de reductor van een redoxkoppel is. Een hoge waarde wijst op een sterke oxidator en een lage waarde wijst op een sterke reductor.


Ox₁ is een sterkere oxidator dan H⁺ en ox₂.
Red₂ is een sterkere reductor dan H₂ en red₁.

De bepaling van een normpotentiaal

Een normpotentiaal kan niet op zich worden gemeten. Een halfreactie kan niet opgaan zonder een tegenhalfreactie. Er kunnen immers geen elektronen in het niets verdwijnen of uit het niets verschijnen. Voor de bepalingen werd er 1 koppel gekozen om als referentiekoppel te dienen. Hiervoor werd het koppel H⁺/H₂ gekozen. Aan dit koppel werd de normpotentiaal 0V toegewezen. Deze waarde werd dus niet gemeten, deze waarde werd gekozen. Om de normpotentialen van de andere koppels te bepalen, moeten deze dus rechtstreeks met het referentiekoppel in contact worden gebracht. Dit kan door met alle mogelijk redoxkoppels een galvanische cel te bouwen in combinatie met het referentiekoppel. In een galvanische cel worden twee redoxkoppels van elkaar gescheiden in twee compartimenten. Beide compartimenten worden met elkaar verbonden door een geleidende draad en een zoutbrug.

De geleidende draad wordt in beide compartimenten verbonden met een elektrode. Binnen de schakeling kan ook een voltmeter worden geschakeld zodat de spanning U tussen beide compartimenten kan worden gemeten. De spanning geeft het potentiaalverschil tussen beide compartimenten. De elektrode die verbonden is met de positieve pool van de voltmeter, wordt de kathode genoemd. De andere elektrode, die verbonden is met de negatieve pool, is de anode.

• U = E_hoog – E_laag
• U = E_kathode(+) – E_anode(-)
• U = E_{oxiderend systeem} – E_{reducerend systeem}

Het oxiderend systeem is het koppel dat de oxidator levert. In dat compartiment gaat dus de reductie door. Het reducerend systeem is het koppel dat de reductor levert. In dat compartiment gaat dus de oxidatie door. De zoutbrug zorgt ervoor dat beide oplossingen elektrisch neutraal blijven. In een galvanische cel is het oxiderend systeem verbonden met de positieve pool van de voltmeter en het reducerend systeem met de negatieve pool. Indien de schakeling omgekeerd is, zal de voltmeter een negatieve waarde aangeven.

Voorbeeld 1: de bepaling van de normpotentiaal van het redoxkoppel Zn²⁺/Zn

Je kan een galvanische cel maken door enerzijds een beker te vullen met een Zn²⁺-oplossing met een concentratie van 1 mol/L (b.v. met ZnSO₄) en een andere beker met een H⁺-oplossing, ook met een concentratie van 1 mol/L (b.v. met HCl). In de Zn²⁺-oplossing wordt als elektrode een zinken plaatje gebruikt en in de H⁺-oplossing wordt een inerte Platina(Pt)elektrode gebruikt. In de H⁺-oplossing laat men H₂-gas borrelen onder een druk van 1 atm. Indien de zoutbrug in de opstelling wordt geplaatst, zal de voltmeter een waarde van 0.763 V aangeven. De zinken elektrode is hier verbonden met de negatieve pool en is dus de anode. De Pt-elektrode is hier verbonden met de positieve pool en vormt dus de kathode.

Je weet dus dat het waterstof-koppel het oxiderend systeem is en H⁺ gereduceerd wordt.

• Kathodische reductie: 2H⁺ + 2e^- → H₂

Verder weet je dat het zinken koppel het reducerend systeem is en Zn geoxideerd wordt.

• Anodische oxidatie: Zn → Zn²⁺ +2e^-

U = 0.763 V = E°(2H⁺/H₂) – E°(Zn²⁺/Zn)
Daar de normpotentiaal van het waterstofkoppel op 0 V werd vastgelegd, weet je uit de meting dat de E°(Zn²⁺/Zn) = -0.763 V

Voorbeeld 2: de bepaling van de normpotentiaal van het redoxkoppel Cu²⁺/Cu

Je kan een galvanische cel maken door enerzijds een beker te vullen met een Cu²⁺-oplossing met een concentratie van 1 mol/L (b.v. met CuSO₄) en gebruik te maken van een koperen plaatje als elektrode. Deze beker wordt dan ook verbonden met de waterstofbeker, beschreven in het vorige voorbeeld. Indien de zoutbrug in de opstelling wordt geplaatst, zal de voltmeter een waarde van 0.345V aangeven. De koperen elektrode is hier verbonden met de positieve pool en is dus de kathode. De Pt elektrode is hier verbonden met de negatieve pool en vormt dus de anode.

Je weet dus dat het koper-koppel het oxiderend systeem is en Cu²⁺ gereduceerd wordt.

• Kathodische reductie: Cu²⁺ + 2e^- → Cu

Verder weet je dat het waterstof koppel het reducerend systeem is en H₂ geoxideerd wordt.

• Anodische oxidatie: H₂ → 2H⁺ + 2e^-

U = 0.345 V = E°(Cu²⁺/Cu) – E° (2H⁺/H₂)
Daar de normpotentiaal van het waterstofkoppel op 0 V werd vastgelegd, weet je uit de meting dat de E°(Cu²⁺/Cu) = 0.345V