Oxidatie-reductiereacties die optreden in aanwezigheid van waterstofperoxide (waterige oplossing van waterstofperoxide - H2O2(aq)) vormen een speciaal geval dat afzonderlijk moet worden geanalyseerd, voornamelijk met betrekking tot de balans. Dit komt omdat de zuurstofatomen in waterstofperoxide, waarvan de Nox gelijk is aan -1, kunnen oxideren of verminderen.
Laten we bijvoorbeeld eens kijken naar twee gevallen waarin het zich eerst gedraagt als een oxidatiemiddel (reducerend) en vervolgens als een reductiemiddel (oxiderend):
- oxidatiemiddel:: wanneer waterstofperoxide wordt gereduceerd, werkt het als een oxidatiemiddel en genereert het water als een product.
Als we een waterstofperoxide-oplossing toevoegen aan een oplossing die jodide-ionen bevat (I-) in een zuur medium hebben we:
H2O2(aq) + ik-(hier) +H+(hier) → H2O(1) + ik2(en)
Zie dat water en jodium worden gevormd. Maar om te controleren of het waterstofperoxide daadwerkelijk als oxidatiemiddel heeft gewerkt en is gereduceerd, kijk naar de bepaling van de oxidatiegetallen (NOx):*
De zuurstof-Nox van waterstofperoxide nam af van -1 naar -2, aangezien het 1 elektron ontving. Omdat we echter twee zuurstofatomen in elk waterstofperoxidemolecuul hebben (H2O2), zal de Nox-variatie gelijk zijn aan 2.
Dus, zoals weergegeven in de tekst “Redox-balancering”, een noodzakelijke stap om de reacties door de oxidatie-reductiemethode in evenwicht te brengen, is om de waarden van de variaties van de Nox door de coëfficiënten om te keren, in dit geval als volgt:
* H2O2 = 2 (∆Nox) = 2 → 2 zal de coëfficiënt zijn van de I-;
* ik-= ∆Nox = 1 → 1 is de coëfficiënt van H2O2.
Zo hebben we:
1 uur2O2(aq) + 2 ik-(hier) + H+(hier) → H2O(1) + ik2(en)
De andere coëfficiënten raken door te balanceren door middel van proeven:
- Aangezien er twee zuurstofatomen in het 1e lid zijn, moet de watercoëfficiënt in het 2e lid gelijk zijn aan 2. En aangezien er ook twee jodide-ionen in het 1e lid zijn, zal de jodiumcoëfficiënt in het 2e lid 1 zijn. Vergeet niet dat we de index moeten vermenigvuldigen met de coëfficiënt om het juiste aantal atomen en ionen in elk lid te vinden:
1 uur2O2(aq) + 2 ik-(hier) +H+(hier) → 2 H2O(1) + 1 ik2(en)
- Nu blijft het alleen over om het waterstofkation van het 1e lid in evenwicht te brengen, en de coëfficiënt ervan zal gelijk moeten zijn aan 2, omdat het in het 2e lid 4 waterstofatomen heeft en in het 1e lid heeft het er al twee:
1 uur2O2(aq) + 2 ik-(hier) +2 H+(hier) → 2 H2O(1) + 1 ik2(en)
- reductiemiddel: wanneer waterstofperoxide oxideert en werkt als een reductiemiddel, genereert het zuurstof (O2) als product.
Een voorbeeld waarbij waterstofperoxide reducerend is, is wanneer het in contact komt met kaliumpermanganaat (KMnO4). Deze stof heeft een zeer karakteristieke violette kleur, maar wanneer het in contact komt met waterstofperoxide wordt het kleurloos. Dit komt omdat al het mangaan dat aanwezig is in het MnO-ion4- van de permanganaatoplossing wordt verminderd, wat aanleiding geeft tot het Mn-ion2+, zoals hieronder weergegeven:
+1 -1 +7 -2 +1 0 +2 +1 -2
H2O2 + MnO4-+ H+ → De2 + Mn2++ H2O
Als we de Nox berekenen, zien we dat de zuurstof in waterstofperoxide daadwerkelijk oxideert en de reductie van mangaan veroorzaakt:
Net als in het vorige voorbeeld zal de ∆Nox van waterstofperoxide gelijk zijn aan 2, omdat er twee zuurstofatomen zijn en elk een elektron verliest. Daarom hebben we:
* O2 = 2 (∆Nox) = 2 → 2 zal de coëfficiënt van MnO. zijn4-;
*MnO4- = ∆Nox = 5 → 5 zal de coëfficiënt van de O. zijn2.
En zoals alle O2 afkomstig is van waterstofperoxide, hebben de twee stoffen dezelfde coëfficiënt:
5 H2O2 + 2MnO4-+ H+ → 5 O2 + Mn2++ H2O
Balanceren door de proefmethode, hebben we:
5 uren2O2 + 2 MnO4-+ 6 H+ → 5 O2 + 2 mnd2++ 8 H2O
* Voor vragen over het berekenen van het oxidatiegetal (Nox) van atomen en ionen in een reactie, lees de tekst “Bepaling van het oxidatiegetal (Nox)”.
Door Jennifer Fogaça
Afgestudeerd in scheikunde
Bron: Brazilië School - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao-envolvendo-agua-oxigenada.htm