Elektrochemie voor MBO/Redox-evenwicht Koper(II) en Jodide

---

---

Koper(II) en jodide

Vanuit het oogpunt van de vuistregel voor redoxreacties is de reactie tussen koper(II) en jodide opmerkelijk. Het gaat om de volgende redoxkoppels:

Oxidator	Reductor	Halfreactie	Standaard elektrodepotentiaal (V)
Koper(+2)	Koper(+1)	${\ce {Cu^{2+}\ +\ e^{-}\ ->\ Cu^{+}}}$	0,16
Koper(+2)	Koper(+0)	${\ce {Cu^{2+}\ +\ 2e^{-}\ ->\ Cu_{(s)}}}$	0,34
Jood(0)	Jood(−1)	${\ce {I2 \ + \ 2 e^{-}\ -> \ 2 I^{-}}}$	0,54

Voor de reactie

${\ce {2 I^{-}\ + \ 2 Cu^{2+}\ }}$${\ce {_{\longleftarrow }^{\longrightarrow }}}$${\ce {\ I2\ +\ 2Cu^{+}}}$

Reactie 1

Cu²⁺ en I^-

kan de algemene formule voor de evenwichtsconstante van redoxreacties ingevuld worden:

$\mathrm {K_{redox}\ =\ 10^{\left({\frac {n_{ox}n_{red}}{0,0591}}(E_{ox}^{o}\ -E_{red}^{o})\right)}\ =\ 10^{\left({\frac {1\times 2}{0,0591}}(0{,}16\ -0{,}54)\right)}\ =}$

$\mathrm {=\ 10^{-12{,}85956}\ =\ 1{,}38\cdot 10^{-13}}$

Verg. 1

Een duidelijk geval van: K_redox < 1, er is meer reactant dan product dus de reactie verloopt niet. Een conclusie die ook getrokken kon worden op basis van het feit dat de E°-waarde van de oxidator (Cu²⁺) kleiner is dan die van de reductor (I^-).

K_redox

Los van de vraag of de reactie goed verloopt kan wel de vraag gesteld worden hoe groot de concentratie koper(I) in de evenwichtssituatie wordt. Als voorbeeld kun je denken aan gelijke hoeveelheden van een kopersulfaat- en een kaliumjodide-oplossing, beide 0,02 mol per liter. Na mengen geldt dan dat zowel de koper(II) concentratie als de jodide-concentratie 0,01 mol/L zijn. De concentratie koper(I) noemen we "x", de concentratie dijood is (zie de reactievergelijking) dan 0,5 maal "x". Opstellen van de concentratiebreuk voor het evenwicht levert dan:

$\mathrm {K_{redox}\ =\ {\frac {[Cu^{+}]^{2}[I_{2}]}{[Cu^{2+}]^{2}[I^{-}]^{2}}}\ \Longrightarrow \ 1{,}38\cdot 10^{-13}\ =\ {\frac {(x)^{2}(0{,}5x)^{2}}{(0{,}01)^{2}(0{,}01)^{2}}}}$

Verg. 2

$\mathrm {1{,}38\cdot 10^{-13}\ =\ 2{,}5\cdot 10^{7}\cdot x^{4}\Longrightarrow x\ =\ {\sqrt[{4}]{5{,}51\cdot 10^{-21}}}\ =\ 8{,}62\cdot 10^{-6}}$

Verg. 3

Gezien de eerdere conclusie (de reactie loopt niet) een nette kleine concentratie.

Het addertje dat hier onder het gras zit heet oplosbaarheidsproduct. Koper(I)jodide is een slecht oplosbaar zout waarvoor geldt:

$\mathrm {K_{s}\ =\ [Cu^{+}][I^{-}]\ =1{,}27\cdot 10^{-12}}$

Verg. 4

Oplosbaarheidsproduct

De jodide-concentratie is door de reactie (het heel kleine beetje voor het evenwicht) wel iets kleiner geworden, maar de concentratie jodide is niet echt veel kleiner geworden. Voor de berekening maak je geen erg grote fout als je daar de startwaarde voor gebruikt. Het ionenproduct wordt dus:

$\mathrm {[Cu^{+}][I^{-}]\ =(8{,}62\cdot 10^{-6})(0{,}01)\ =\ 8{,}62\cdot 10^{-8}}$

Deze waarde is veel groter dan het oplosbaarheidsproduct. Het gevolg is dat er ${\ce {CuI}}$ gaat neerslaan. Dit heeft echter als consequentie dat de concentratie ${\ce {Cu+}}$ lager wordt dan in overeenstemming is met het redox-evenwicht. Vanuit de redoxreactie zal extra ${\ce {Cu+}}$ gevormd worden, waardoor de ${\ce {[Cu+]}}$ hoger wordt, waardoor weer ${\ce {CuI}}$ zal neerslaan.

In tegenstelling tot de voorspelling op basis van $\mathrm {E_{ox}^{o}\ -\ E_{red}^{o}\ <\ 0}$, dus geen reactie, verloopt door het onttrekken van een van de producten de redoxreactie wel.

---

---