Elektrolyse Kaliumjodide Oplossing

Datum:  Januari 2011

Principe:

Elektrolyse van een KI oplossing koper gebaseerde pigmenten.

Materiaal:

  • kaliumjodide oplossing (1 mol/l)

  • heldere plastic slang (diameter 4 - 6 mm), ca. 20 cm

  • demiwater

  • koolstof elektrode (uit batterij gehaald)

  • koperdraad (5 cm)

  • balans

  • fenolftaleine oplossing

  • zetmeel oplossing (1%)

  • 9V batterij of gelijkspanningsvoedingsbron

  • kabels met klemmen

  • bekerglas 800 ml

  • pipet

  • USB microscoop

Uitvoering:

  • Buig de slang en plaats deze in het  bekerglas zoals aangegeven op nevenstaande foto.

  • Maak een kaliumjodide oplossing van 1 mol per liter, en breng die over in de u-buis m.b.v. een pipet dusdanig dat het vloeistofniveau ca. 1-2 cm onder het einde van de buis stopt.

  • Probeer er voor te zorgen dat er geen luchtbellen in de buis zitten.

  • Verbind de - pool van de batterij .b.v. een kabel met klem aan de koperdraad.

  • Plaats de elektrode in een kant van de U-buis zodanig dat een deel van de koperdraad onder het vloeistof niveau geplaatst us.

  • Verbindt de grafietelektrode m.b.v. een kabel met klemmen aan de + pool van de batterij.

  • Plaats deze elektrode in de andere buis.

  • Deponeer enkele druppels zetmeel oplossing in de anode kant (+ pool).

  • Schakel de spanning in en observeer.

  • Deponeer enkele druppels fenolftaleine  oplossing in de kathode kant (- pool) nadat de spanning weer van de elektrodes is afgehaald.

  • Bestudeer na afloop de elektrodes m.b.v. de USB microscoop

Resultaat:

Aan de + kant zien we langzaam een donkerbruine kleur gevormd worden.

Deze zakt steeds dieper de U buis in.

Na toevoegen van de fenolftaleine oplossing zien we onmiddellijk roodkleuring.
Op de grafiet elektrode kunnen we bij microscopisch onderzoek zien dat er jood is neergeslagen. Op de koperelektrode zien we wat stijfsel zitten. Voor de rest is het oppervlak erg schoon.

Discussie en conclusie:

Bij deze elektrolyse reactie wordt jodide geoxideerd aan de anode terwijl water gereduceerd wordt aan de kathode volgens:

                                    2I---> (aq) I2(s) + 2e-         Eo =  0.53 V
                     2H2O(l) + 2e- --> 2OH-(aq) + H2(g)      Eo = -0.83 V
-------------------------------------------------------------------
netto  reactie: 2I-(aq) + 2H2O(l) -->I2(s) + 2OH-(aq) + H2(g)

Aan de kathode worden waterstofbelletjes (niet goed te zien op de foto) en hydroxide ionen gevormd hetgeen de oplossing basisch maakt waardoor de fenolftaleine rose kleurt (kleurloos in zuur milieu).

De vorming van jood zou op zich al zichtbaar zijn door de vorming van een lichtbruine kleur. De zetmeel fungeert echter als indicator en geeft aan dat er jood gevormd wordt door donker (bijna zwart) van kleur te worden.

Bij deze elektrolyse reactie geeft het gebruik van indicatoren inzicht in de reacties die plaatsvinden aan de elektrodes. We kunnen echter ook redenerend tot dit inzicht komen.

 Mogelijke anode reacties zijn:-

2 I– (aq) --> I2 (g) + 2 e–                    (1) Eo = + 0.53V

2 H2O (l) --> 4 H+ (aq) + O2 + 4e–        (2) Eo = + 1.23V

Reactie (1) heeft de voorkeur boven reactie (2) door de lagere elektrodepotentiaal (minder energie benodigd om de reactie te laten plaatsvinden).

Mogelijke kathode reacties zijn:

K+ (aq) + e– --> K (s)                          (3) Eo = – 2.92V

2 H2O (l) + 2e– -->  H2 (g) + 2 OH– (aq) (4) Eo = – 0.83V

De Eo waarde van reductie reactie (3) is veel kleiner dan die van reactie (4), hetgeen betekent dat reactie 4 preferentieel plaatsvindt aan de kathode.

Opmerkingen:

Literatuur:

  • "Binas"; Wolters-Noordhof; 1992; ISBN 9001893724; p. 92,93.
  • Allen J. Bard, Larry L. Faulkner; "Electrochemical Methods"; John Wiley & Sons; 1980.
  • F. Freese, W.E. van der Linden; "Elektrochemische Analysemethoden"; Agon Elsevier; 1971; ISBN 9010102408.

Relevante websites:

Minder relevante websites:

Achtergrondinformatie:

Om elektrodeprocessen te kunnen bestuderen is het noodzakelijk de beschikking te hebben over een elektrochemische cel. Deze bestaat in zijn eenvoudigste vorm uit twee geleiders (elektroden) geplaatst in een vat gevuld met elektrolytoplossing. Bij stroomdoorgang door een dergelijke cel vinden aan de elektroden reacties plaats waarbij de lading in de vorm van elektronen of ionen het grensvlak elektrode/oplossing passeert. De elektrode waaraan oxidatie plaatsvindt wordt anode genoemd, de elektrode waaraan reductie plaatsvindt heet kathode.
Voor de anodische reactie kunnen we schrijven (e = elektron):

red1 <=> ox1 + n e

Voor de kathodische reactie:

ox2 + m e <=> red2

De bruto celreactie wordt dan:

m red1 + n ox2 <=> m ox1 + n red2

Stroomdoorgang kan alleen plaatsvinden indien er een gesloten circuit bestaat. We moeten beide elektroden daarom uitwendig met elkaar verbinden. Levert een elektrochemische cel bij het tot stand komen van dit elektrisch contact spontaan stroom, dan spreken we van een galvanische cel. In dit geval wordt de chemische energie omgezet in elektrische energie (accu!). Indien daarentegen een uitwendige spanningsbron moet worden aangesloten om stroom door de cel te doen vloeien, dan spreken we van een elektrolytische cel. Hierbij wordt elektrische energie omgezet in chemische energie (accu opladen). De celreactie verschilt alleen daarin van een normale redoxreactie in oplossing, dat de elektronen nu niet direct van het ene deeltje op het nadere worden overgedragen maar via een uitwendig circuit.

17/01/2017