4 Redoxevenwicht. Denk er eens over na Redoxevenwicht. 2 Roest 3 Gasvorming bij een reactie van koper met waterstofnitraat

Transcriptie

1 4 Redoxevenwicht Denk er eens over na 1 Dodenmasker van Toetanchamon, al eeuwenlang onaangetast 2 Roest Gasvorming bij een reactie van koper met waterstofnitraat 4 Verzinken van een autocarrosserie 5 Chemische cellen en batterijen 6 Citroencel 7 Ontsmetting van zwembadwater 8 Waterstofgas als brandstof Goud en platina zijn praktisch onaantastbare stoffen. Waarom zijn ze onaantastbaar? Ze kunnen wel worden aangetast door koningswater. Wat is dat eigenlijk? Waarom is de winterperiode bijzonder gevaarlijk voor het roesten van auto s? Welke procedés worden tegenwoordig gebruikt om ijzeren voorwerpen (bv. autocarrosserie) tegen corrosie te beschermen? Wat is het verschil tussen een alkalibatterij en een metaalhydridebatterij? Wat is javelwater? Vermeld enkele toepassingen. Kan dit bereid worden uit keukenzout? Welke functie kan een citroen innemen in de werking van bovenstaande citroencel? Waterstofgas als brandstof: welke zijn de uitlaatgassen? Wat zijn de voordelen? En de nadelen? Hoe wordt H 2 bereid? Redoxevenwicht

2 Leer de chemie In de voorbije leerjaren maakte je al kennis met redoxreacties. Meer algemeen leerde je dat bij een redoxreactie een oxidatordeeltje (OX-deeltje) reageert met een reductordeeltje (RED-deeltje). De verbrandingsreactie is te beschouwen als een bijzonder geval van de redoxreactie. Bij een redoxreactie worden door het RED-deeltje elektronen afgegeven aan het OX-deeltje. Daarbij wijzigt het oxidatiegetal (OG) van bepaalde atomen in beide reagentia. In de vorige hoofdstukken van deze cursus leerde je dat vele ionisatiereacties onvolledig verlopen. Ook redoxreacties zijn vaak evenwichtsreacties. Redoxreacties gebeuren vaak met reagentia in opgeloste toestand, maar kunnen eveneens plaatsgrijpen tussen reactiepartners in vaste, vloeibare of gasvormige toestand. Toch kan men reductie-oxidatiereacties (redoxreacties) in menig opzicht vergelijken met zuurbasereacties. Het essentiële onderscheid tussen beide reactietypes ligt in de aard van het deeltje dat tussen de reactiepartners overgedragen wordt, namelijk een proton bij zuur-basereacties en elektronen bij redoxreacties. Tussen zuur-basereacties en redoxreacties bestaan dus de volgende gelijkenissen. H 1+ H 1+ protondonor zuur 1 + protonacceptor protonacceptor + base 2 base 1 e - e - protondonor zuur 2 elektronendonor reductor 1 + elektronenacceptor elektronenacceptor + oxidator 2 oxidator 1 elektronendonor reductor Oxiderende en reducerende stoffen, redoxkoppels A Reductoren (RED-deeltjes) Reducerende stoffen (meer algemeen RED-deeltjes) hebben de neiging andere stoffen (OX-deeltjes) te reduceren door er elektronen aan af te geven. Het reductordeeltje zelf wordt daarbij geoxideerd en omgezet in zijn geconjugeerde oxidatordeeltje. Door het verlies van elektronen stijgt de OG-waarde van een atoomsoort (i) in het oorspronkelijke reductordeeltje. Voorwaarde voor een reductordeeltje: de OG-waarde moet nog kunnen stijgen. OG(i) OG(i) max Voorbeelden van reductoren (RED-deeltjes) Metalen (Mg, Zn, Fe, Cu ) en bepaalde niet-metalen (C, P 4, H 2 ) Niet-metaalionen (Br, I, S 2 ) Stoffen als H 2 S, SO 2, NO, organische stoffen Ionen als S O 2, S 2 O 2, N O 2, Fe 2, Cu 4 Redoxevenwicht 125

3 B Oxidatoren (OX-deeltjes) Oxiderende stoffen (meer algemeen OX-deeltjes) hebben de neiging andere stoffen (RED-deeltjes) te oxideren door er elektronen aan te onttrekken. De oxidator wordt daarbij gereduceerd en omgezet in zijn geconjugeerde reductordeeltje. Door de opname van elektronen daalt de OG-waarde van een atoomsoort (i) in het oorspronkelijke oxidatordeeltje. Voorwaarde voor een oxidatordeeltje: de OG-waarde moet nog kunnen dalen. OG(i) OG(i) min Voorbeelden van oxidatoren (OX-deeltjes) Niet-metalen (Br 2, I 2, F 2, O 2, O ) Metaalionen (Ag, Cu 2, Pb 2 ) Stoffen als H 2 O, KClO 4 Ionen als N O, Cr 2 O 2 7, Mn O 4,, Fe C Deeltjes met zowel RED- als OX-gedrag Voorwaarde: het deeltje bevat of een atoomsoort waarvan de OG-waarde zowel kan dalen als stijgen of twee verschillende atoomsoorten waarvan de OG-waarde respectievelijk kan dalen en stijgen. Voorbeelden H 2 O 2, Fe 2, MnO 2, NO, KClO H 2 O, explosieven, bv. loodazide Pb(N ) 2, trinitrotolueen (TNT) D Redoxkoppels Bij elk RED- (of OX-) deeltje hoort een specifiek geconjugeerd OX- (of RED-) deeltje. Een RED-deeltje en zijn overeenstemmende OX-deeltje vormen een zogenoemd redoxkoppel of redoxstelsel, dat algemeen als volgt wordt voorgesteld: OX(i)/RED(i) Bv. Zn 2 /Zn, I 2 /I, N O /NO... Merk op dat in een redoxreactievergelijking altijd de deeltjes van twee redoxkoppels optreden volgens het algemene stramien: RED 1 OX 2 OX 1 RED 2 koppel 1 Bv. Zn I 2 Zn 2 2 I koppel Redoxevenwicht

4 Formules en namen van gebruikelijke OX- en RED-deeltjes Oxidatoren Oxidatoren/reductoren Reductoren Formule Naam Formule Naam Formule Naam Mn O permanganaat ClO hypochloriet Fe(CN) 4 hexacyanoferraat(ii) 4 6 Cr 2 O 2 7 dichromaat ClO 2 chloriet S 2 O 2 thiosulfaat O trizuurstof (ozon) ClO chloraat N 2 H 4 hydrazine ClO 4 MnO 2 4 perchloraat BrO bromaat manganaat IO jodaat S 4 O 2 6 tetrathionaat H 2 O 2 waterstofperoxide Fe(CN) 6 hexacyanoferraat(iii) NO 2 nitriet 4.2 Het opstellen van een redoxvergelijking 1 Schrijf de formules van de reagentia (RED 1 en OX 2 ) en van de reactieproducten (OX 1 en RED 2 ) in beide leden van de reactievergelijking. 2 Zoek de atoomsoort waarvan het OG toeneemt (oxidatie) en die waarvan het OG afneemt (reductie). Bereken het aantal elektronen dat afgegeven, respectievelijk opgenomen werd tijdens die OG-veranderingen. Daarmee kun je boven en onder de reactievergelijking een oxidatiebrug en een reductiebrug opstellen. 4 Daarna pas je achtereenvolgens onderstaande regels toe. a Elektronenbalans Het aantal afgestane (weggeschoven) elektronen is gelijk aan het aantal opgenomen (toegeschoven) elektronen. Daardoor vind je de definitieve coëfficiënten voor de betrokken deeltjes zowel in het linker- als in het rechterlid van de reactievergelijking. b Ladingsbalans De totale lading van alle deeltjes (ionen...) in het linkerlid is gelijk aan de totale lading van alle deeltjes in het rechterlid. c Atomenbalans Het aantal atomen (van elk element) is in het linkerlid en het rechterlid gelijk. Voor de regels b en c moeten soms ook andere deeltjes uit het reactiemilieu (bv. H O, OH, H 2 O) in de reactievergelijking worden opgenomen: zie 4.). 4 Redoxevenwicht 127

5 Voorbeeld 1: de verbranding van magnesium 1... Mg... O 2... MgO 2 Bij de atoomsoorten Mg en O verandert het OG. Het aantal afgegeven elektronen (door Mg-atoom) is 2: Mg Mg 2 2 e Het aantal opgenomen elektronen (door O-atoom) is 2: O 2 e O 2 Wegens de twee O-atomen in een O 2 -molecule komt in de onderstaande reductiebrug echter de index 2 voor: ( 2 e ) x 2 4 e 4 a Uit de elektronenbalans: 2 ( 2 e ) 1 ( 2 e ) 2 0 volgen de coëfficiënten 2 en 1 voor de reagentia Mg en O 2. De coëfficiënt 2 voor het reactieproduct MgO volgt daar automatisch Mg - lint daaruit. 4 b/c Aan de regels van ladings- en atomenbalans is voldaan. 2 ( 2 e ) oxidatiebrug 0 II oxidatie 2 Mg 1 O 2 2 MgO MgO tang reductie reductiebrug 0 II 1 ( 2 e ) 2 Voorbeeld 2: de reductie van een metaaloxide met cokes (C) 1 ( 4 e ) oxidatiebrug 0 IV oxidatie 1 C 2 PbO 1 CO 2 2 Pb reductie C (v) PbO (v) CO2 (g) C (v) +PbO (v) vorming van vloeibaar lood reductiebrug II 0 2 ( 2 e ) 4. Redoxreacties met ternaire verbindingen Bij redoxreacties met ternaire verbindingen (bv. HNO, H 2 SO 4, KMnO 4 ) zijn vaak de ionen ervan betrokken als OX- of RED-deeltjes. Het opstellen van de reactievergelijking lijkt wat ingewikkelder maar verloopt vlot bij toepassing van de in 4.2 vermelde procedure of met behulp van de deelreacties van de betrokken redoxkoppels (eenvoudig af te lezen in de tabel met E 0 -waarden, addendum ). Voorbeeld 1: Het opstellen van de essentiele redoxreactievergelijking tussen Cu en HNO Methode met de twee deelreacties (of halfreacties) In het algemeen kan men de halfreacties van respectievelijk de reductor en de oxidator als volgt weergeven. reductor (1) E oxidator (1) n e oxidator (2) m e E reductor (2) Redoxevenwicht

6 Die halfreacties vind je terug in addendum achteraan in dit boek. De halfreacties in het addendum zijn steeds geschreven als een reductie. Voor de oxidatiereactie moet de gegeven halfreactie omgekeerd worden. In elke halfreactie kloppen de ladingsbalans en de atomenbalans. Aan de linker- en rechterzijde van de reactiepijl worden de deeltjes in beide halfreacties opgeteld nadat men de elektronenbalans in orde gebracht heeft. (Toepassing van het kleinste gemeen veelvoud: m n e n m e ). Toegepast op ons reactievoorbeeld: optredende halfreacties redoxkoppels NO 2(g) 1 Cu 1 Cu 2 2 e Cu 2 /Cu 1 N O e 4 H O 1 NO 6 H 2 O NO /NO Combinatie van beide halfreacties: (1 Cu 1 Cu 2 2 e ) NO (g) HNO (opl.) Cu 2 (1 N O e 4 H O 1 NO 6 H 2 O ) Cu 2 N O 6 e 8 H O Cu 2 2 NO 6 e 12 H 2 O Of: essentiële reactievergelijking Cu 2 N O 8 H O Cu 2 2 NO 12 H 2 O De stoffenreactievergelijking Het uitgewerkte voorbeeld in 1 en 2 geeft de essentiële reactievergelijking waarin alleen de deeltjes voorkomen die werkelijk aan de reactie deelnemen. Soms worden die omzettingen (in waterig milieu) ook weergegeven door een stoffenreactievergelijking. Daarin worden de ionen die aan de reactie deelnemen, gecombineerd met hun tegengesteld geladen partners. De stoffenreactievergelijking kan worden afgeleid uit de essentiële reactievergelijking: Cu 2 NO 8 H O Cu 2 2 NO 12 H 2 O Beide N O -reagensdeeltjes zijn afkomstig van twee HNO -moleculen. De drie Cu 2 -deeltjes bij de reactieproducten kunnen worden gecombineerd met N O -deeltjes (enige aanwezige zuurrest-ionen). Daarvoor zijn er zes N O -ionen nodig. Die zijn afkomstig van nog eens zes HNO -moleculen. De acht HNO -moleculen leveren acht H -ionen, waarvan de atomen uiteindelijk terechtkomen in de watermoleculen. De stoffenreactievergelijking wordt dan: Cu 8 HNO Cu(NO ) 2 2 NO 4 H 2 O Opmerking Het gevormde NO-gas is reactief en reageert met dizuurstof uit de lucht tot NO 2 (bruin gas) en gedeeltelijk tot N 2 O 4 (kleurloos gas). 4 Redoxevenwicht 129

7 Voorbeeld 2: Het opstellen van de essentiele redoxreactievergelijking reactie tussen KI en KMnO 4 Methode met deelreacties 2 I I 2 2 e I 2 /I 1 Mn O 4 e 2 H 2 O 1 MnO 2 4 OH MnO 4 /MnO 2 Combinatie van beide halfreacties: ( 2 I I 2 2 e ) 2 (1 Mn O 4 e 2 H 2 O 1 MnO 2 4 OH ) Essentiële reactievergelijking KMnO 4 (opl.) ph (=7) 6 I 2 MnO 4 4 H 2 O I 2 2 MnO 2 8 OH Stoffenreactievergelijking Alle negatieve ionen moeten nog worden gecombineerd met de in het reactiemilieu voorkomende K - ionen. 6 KI 2 KMnO 4 4 H 2 O I 2 2 MnO 2 8 KOH 4.4 De sterkte van reductoren en oxidatoren Net als in een zuur-basereactie: Z 1 B 2 E B 1 Z 2 het evenwicht verschuift in de richting van het zwakste zuur en de zwakste base, verloopt een redoxreactie: RED 1 OX 2 E OX 1 RED 2 KΙ (opl.) MnO 2 (v) ph (>7) hoofdzakelijk in de richting van de zwakste oxidator en de zwakste reductor. De sterkte van een reductor- of oxidatordeeltje kan men kwalitatief bepalen door het vergelijken van de reactiviteit: ten opzichte van dezelfde oxidator (of reductor); in verdringingsexperimenten. De sterkte van de deeltjes in redoxkoppels kan men ook kwantitatief uitdrukken door er chemische cellen mee te construeren, waarvan men de bronspanning meet. De in tabellen voorkomende standaardreductiepotentialen (E -waarden) laten toe het verloop van een redoxreactie precies te voorspellen. Verdringingsreeks van de metalen Experiment Dompel een afgeschuurde ijzeren spijker in een kopersulfaatoplossing (1) en een koperstaafje in een ijzersulfaatoplossing (2) Redoxevenwicht

8 Op de ijzeren spijker verschijnt na enige tijd een rood-bruin koperlaagje. Het koperoppervlak in de andere opstelling blijft onveranderd. Optredende reacties: 1 (-2e ) II oxidatie Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu + II reductie (+2e ) Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu koper wordt afgezet op de ijzeren spijker. 2 Cu + Fe 2+ X er treedt geen reactie op. Besluit Metalen zijn elektropositieve elementen. Om een stabiele elektronenconfiguratie te verwerven staan ze elektronen af. Sterke (onedele) metalen staan gemakkelijker elektronen af dan zwakke (edele) metalen. Een sterk metaal is dan ook een sterke reductor en wordt zelf geoxideerd. In dit experiment is ijzer (Fe) een sterkere reductor dan koper (Cu). Fe staat elektronen af aan Cu 2+. Fe verdringt dus koper uit de iontoestand en oxideert tot Fe 2+ ; Cu 2+ reduceert tot Cu. Andere experimenten Mg Zn Magnesium: sterkere reductor dan zink Zn Ag Zink: sterkere reductor dan zilver Besluit: Verdringingsreeks van de metalen K Na Mg Al Zn Fe H 2 Cu Ag Au Meting van celspanningen tussen redoxkoppels Een kwantitatieve rangschikking van allerlei soorten RED deeltjes (en hun overeenkomstige OX-deeltjes) met kenmerkende getalwaarden voor elk redoxkoppel kan men opstellen door meting van de elektrische spanning (bronspanning U b ) van een chemische cel, geconstrueerd met het beschouwde redoxkoppel en een gekozen referentieredoxkoppel. Voorbeeld: daniëllcel (met de redoxkoppels Cu 2 /Cu en Zn 2 /Zn) Hoe realiseer je een stroomketen waarbij de elektronenoverdracht (van Zn naar Cu 2 ) kan plaatsvinden zonder rechtstreeks contact tussen beide reagentia? 4 Redoxevenwicht 11

9 Daartoe breng je beide reagentia in afzonderlijke recipiënten (halfcellen). De elektronenoverdracht van de ene halfcel naar de andere wordt mogelijk door een elektronenbrug tussen beide halfcellen. Twee elektroden maken contact met de elektrolyt oplossing in beide halfcellen. Maak een metaalverbinding tussen beide elektroden (gebruik eventueel een ampèremeter/ voltmeter om de elektrische stroom/spanning te registreren). Concrete opstelling In de zinkhalfcel bevindt zich een zinkplaatje (RED 1 ) in contact met een ZnSO 4 -oplossing, in de koperhalfcel een koperplaatje in contact met een CuSO 4 -oplossing. Die oplossing levert de Cu 2 -ionen (OX 2 ). De wijzer op de meter wijkt niet uit! Er vloeit nog geen elektrische stroom. Dat is logisch want de stroomkring is nog niet helemaal gesloten. Daartoe brengen we nog een elektrolytbrug (ionenbrug) aan tussen beide recipiënten. Een dergelijke brug bestaat bijvoorbeeld uit een verbindingsbuis gevuld met een zoutoplossing (zoutgel). Om de stroomkring te sluiten zijn beide halfcellen dus onderling altijd verbonden door: een metaalbrug (elektronenbrug): elektroden, verbindingsdraden, een gevoelige ampèremeter of elektromotortje en/of een voltmeter met grote inwendige weerstand; een elektrolytbrug (ionenbrug): die maakt het ionentransport tussen beide halfcellen mogelijk, maar belet dat beide elektrolytoplossingen zich vermengen. Symbool: // Waarneming Bij een open stroomketen kun je op de voltmeter de celspanning (of bronspanning) aflezen. Die bedraagt ongeveer 1,10 V. Uit een controle van de stroomzin door de voltmeter blijkt dat de zinkhalfcel de negatieve pool en de koperhalfcel de positieve pool vormt. De elektronen stromen dus van de zinkhalfcel naar de koperhalfcel. Daaruit volgt dat zink elektronen afgeeft aan de koperionen. Zn sterke RED 1 2 e - 2 e Cu Zn + sterke OX 2 zwakke OX 1 Cu zwakke RED 2 Zink is een sterkere reductor dan koper, Cu 2 is een sterkere oxidator dan Zn 2! Besluit In de metaalbrug bewegen de elektronen van zink naar koper. In de elektrolytbrug bewegen ionen van de ene naar de andere halfcel. De reductorhalfcel (Zn 2 /Zn) vormt de negatieve pool (anode). Aan die elektrode vindt een oxidatieproces plaats met afgifte van elektronen door Zn (anodische oxidatie). Zn Zn e De oxidatorhalfcel (Cu 2 /Cu) gedraagt zich als positieve pool (kathode). Aan die elektrode vindt een reductieproces plaats met opname van elektronen door Cu 2 (kathodische reductie). Cu e Cu We verkrijgen dus een chemische cel Zn/Zn 2 // Cu 2 /Cu halfcel 1 halfcel Redoxevenwicht

10 De essentiële reactie: Zn Cu 2 Zn 2 Cu De bronspanning: U b E (oxidatorhalfcel) E (reductorhalfcel) E (Cu 2 /Cu) E (Zn 2 /Zn) 1,10 V De bronspanning U b is het verschil tussen twee potentialen (potentiaal oxidatorhalfcel - potentiaal reductorhalfcel). We noemen dit reductiepotentialen omdat we de elektronenuitwisseling van elke halfcel schrijven als een reductiereactie Experimenteel kun je vaststellen dat de waarde van de bronspanning vooral bepaald wordt door de aard van beide redoxkoppels en in mindere mate afhangt van de temperatuur en de concentratie van de elektrolytoplossingen. Meetresultaten [Zn 2 ] (mol/l) [Cu 2 ] (mol/l) U b (V) 1,0 1,0 1,10 (voor stroomlevering) 1,0 1,0 1,10 (na stroomlevering) 1,0 c daalt (water toevoegen) 1,06 c daalt (water toevoegen) 1,08 hogere temperatuur 1,0 hogere temperatuur 1, Spanningsreeks van redoxkoppels De bronspanningen tussen allerlei halfcelcombinaties laten ons toe redoxkoppels onderling zowel kwalitatief als kwantitatief te vergelijken wat betreft hun reductor- Cu 2+ /Cu Cu/Zn Zn 2+ /Zn (oxidator-) sterkte. We werken altijd bij dezelfde temperatuur en elektrolytconcentratie van 1,0 mol/l. Experiment: meting van de bronspanning van een (koper-zink) chemische cel elektrolyt Meetresultaten Halfcel 1 Halfcel 2 U b (V) Zn 2 /Zn Cu 2 /Cu 1,10 Zn 2 /Zn Pb 2 /Pb 0,6 Pb 2 /Pb Cu 2 /Cu 0,47 De negatieve halfcel bevat de sterkste reductor, de positieve de sterkste oxidator. Als je de potentiaalverschillen op dezelfde as uitzet, verkrijg je kwantitatieve informatie over het verschil in reductor- of oxidatorsterkte. 4 Redoxevenwicht 1

11 Voorstelling 1,10 V 0,6 V 0,47 V 2 Zn 2+ /Zn Pb 2+ /Pb Cu 2+ /Cu 1 E (potentiaal) Oxidatorsterkte Zn 2+ Pb 2+ Cu 2+ Reductorsterkte Zn Pb Cu 4.4. Standaardreductiepotentiaal (E 0 ) van een redoxkoppel Het ligt voor de hand bij de vergelijking van redoxkoppels de bronspanning altijd t.o.v. hetzelfde referentieredoxkoppel te bepalen. Voor het laatste is vroeger de keuze gevallen op H O /H 2. De potentiaal van dat redoxkoppel wordt bij afspraak op 0,00 V gesteld. Dat referentieredoxkoppel noemt men ook wel de waterstofreferentie-elektrode. Voorbeelden E -waarden van redoxkoppels (OX/RED) E (V) Zn 2+ /Zn Pb 2+ /Pb H 1+ /H 2 Cu 2+ /Cu I + Fe + /Fe 2+ 2 /I 1-1- MnO 4 /Mn ,7-0,1 0,00 + 0,4 + 0,5 + 0,77 + 1,52 sterkte van de oxidator sterkte van de reductor Redoxsystemen met een negatieve E -waarde bezitten een: sterkere reductor dan H 2 ; zwakkere oxidator dan H (H O ). Redoxsystemen met een positieve E -waarde bezitten een: zwakkere reductor dan H 2 ; sterkere oxidator dan H (H O ). De standaardreductiepotentiaal (E ) is dus een precieze maat voor de sterkte van een reductor, respectievelijk oxidator. Hoe hoger de E -waarde is, hoe zwakker de reductor en hoe sterker de oxidator! oxidatorsterkte OX + n e - RED reductorsterkte E ( V ) zeer sterk F 2 (g) + 2 e- 2 F 1- uiterst zwak +2,87 OX zwak 2 HO e - H2+ 2 H2O zwak RED 0,00 E uiterst zwak Li 1+ + e- Li (v) zeer sterk -, Redoxevenwicht

12 4.4.4 Voorspelling van het verloop van een redoxreactie Factoren die het verloop van een redoxreactie bepalen Je leerde al dat het evenwicht bij een redoxreactie neigt in de richting van de zwakkere oxidator en de zwakkere reductor. RED 1 OX 2 OX 1 RED 2 sterke red. sterke ox. zwakke ox. zwakke red. Bv. Zn Cu 2 Zn 2 Cu Aangezien de standaardreductiepotentiaal (E 0 ) een exacte maat is voor de sterkte van een reductor, respectievelijk oxidator (in standaardomstandigheden), kan men de E 0 -waarden (van RED 1 en OX 2 ) gebruiken om het verloop van de redoxreactie precies te voorspellen. De redoxreactie zal des te vollediger (grote K-waarde) verlopen naarmate oxidator en reductor sterker zijn (een grote E 0 (OX)-waarde en een kleine E 0 (RED)-waarde). Indien in de overzichtstabel de verbindingslijn tussen RED 1 en OX 2 : schuin dalend is: aflopende reactie K 10 ongeveer horizontaal is: onvolledige reactie 10 K 10 schuin stijgend is: nagenoeg geen reactie K 10 OX 2 RED + OX OX + RED E > 0 1 RED 1 1 schuin dalende verbindingslijn aflopende reactie K > 10 OX OX 2 OX 2 OX E < 0 RED 1 RED 1 RED 2 ongeveer horizontale verbindingslijn schuin stijgende verbindingslijn onvolledige reactie - 10 < K < 10 nagenoeg geen reactie K < 10 - De evenwichtsconstante (K-waarde) wordt bepaald door het verschil in standaardreductiepotentiaal (ΔE o ) en door het aantal overgedragen elektronen (n) in de reactievergelijking. Voor een positieve ΔE o -waarde (E o (OX2) E o (RED1)) is K meestal groot (aflopende reactie). Voor een negatieve ΔE o -waarde (E o (OX2) E o (RED1)) is K meestal klein (geen reactie). Bij kleine ΔE o -waarden (positief of negatief) ligt de K-waarde in de buurt van 1 (onvolledige reactie). ΔE o K-waarde 0,2 ongeveer ,2 ongeveer 10 4 Redoxevenwicht 15