Elektrochemische cel (jodide/permanganaat)
(CoachLab)

• kaliumjodide oplossing (1 mol/l KI)
• Kaliumpermanganaat (KMnO₄)
• Natriumnitraat (NaNO₃)
• Watten
• Zetmeel (stijfsel)
• Reageerbuis
• Reageerbuishouder
• Spiritusbrander
• Spatel
• Schaar
• Schuurpapier
• Pipetten
• U buis
• Grafietelektroden
• Kabels met klemmen
• Demiwater
• Balans / weegschaal
• Coachlab
• Temperatuursensor
• Voltagesensor
• PC met Coachlab software
• Multimeter

Temperatuur sensor

Voltage sensor

• Schuur de grafietelektrodes voorzichtig op met schuurpapier
• Verbind de kabels die aan de grafiet elektrodes zitten met de voltage sensor en de voltage sensor met de  Coachlab
• Maak een 10% oplossing van Natriumnitraat in water
• Giet deze in de u-buis
• Plaats in beide benen een propje watten en zorg dat dit juist onder het oppervlak van de zoutoplossing blijft zitten
• Maak een oplossing van kaliumpermanganaat (0.235 g in 10 ml water)(0.15 mol/l). Voeg daar enekel druppels geconcentreerd zwavelzuur aan toe.
• Maak een 5% kaliumjodide oplossing (0.5 g KI in 10 ml water)(0.3 mol/l)
• Maak een verse zetmeeloplossing door een mespuntje zetmeel in een halfvol met water gevulde  reageerbuis te brengen en deze aan enkele minuten te laten koken en daarna weer af te koelen

• Meng de jodide oplossing met de zetmeel oplossing 1:1
• Pipetter nu, zo gelijktijdig als mogelijk is, de permanganaatoplossing in het ene been van de U-buis en de jodide/zetmeeloplossing in de andere dusdanig dat het vloeistofniveau ca. 2 cm onder het einde van de buis stopt.
• Probeer er voor te zorgen dat er geen luchtbellen in de buis zitten.
• Start zo snel mogelijk de Coachlab meting (180 min, 1 meting elke 5 s)
• Breek bij een herhalingsexperiment het experiment af en meet de stroomsterkte m.b.v. de multimeter.

De grafiek laat ook zien dat ik de spanningssensor omgekeerd heb aangesloten.

Aan de + kant (rechterkant) zien we langzaam een donkerbruine kleur gevormd worden hetgeen aangeeft dat er jood gevormd wordt

De standaard halfreacties van deze koppels zijn:

1.   I₂ + 2e^-  -->  2I^-                                      E_o =  0.54 V
2.  MnO₄^- + 8H₃O⁺ + 5e^- --> Mn²⁺ + 12H₂O    E_o = 1.51 V

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

                              2I^---> (aq) I₂(s) + 2e^-     E_o =  -0.54 V
  MnO₄^- + 8H₃O⁺ + 5e^- --> Mn²⁺ + 12H₂O      E_o = +1.51 V
-----------------------------------------------------------------------
netto  reactie:

10I^-(aq) + 2MnO4- + 16H₃O⁺  --> 2Mn2+ + 5I₂(s) + 24H₂O

De vorming van jood is op zich al zichtbaar 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.

Anode reactie (+) (I^- is elektronen donor, reductor):

2 I– (aq) --> I₂ (g) + 2 e–                        (1) E_o = -0.54 V

Kathode reactie (-)(MnO₄^- is elektronen acceptor, oxidator):

MnO₄^- + 8H₃O⁺ + 5e^- --> Mn²⁺ + 12H₂O   (2) E_o = +1.51 V 

De E_o waarde van reductie reactie (1) is kleiner dan die van reactie (2), hetgeen betekent dat reactie (2) preferentieel plaatsvindt aan de kathode.

De elektrochemische cel die we gebouwd hebben kunnen we schematisch als volgt omschrijven:

C |MnO₄^- (0.15 M) | I^- (0.15 M) | C

C staat voor de koolstofelektrodes

De EMK (elektromotorische kracht) van deze cel is dan:

E =  1.51 - 0.54 = + 0.97 V

Deze berekende waarde komt zeer goed overeen met de gemeten waarde. Deze berekening is alleen gebaseerd op de normaalpotentialen, niet op berekeningen met de Nernstvergelijking. De concentraties van de verschillende component zijn daarom niet verwerkt alhoewel de geschatte bijdrage daarvan in deze berekening ca. 1-10 % relatief is.
 

Met de wet van Nernst:

E_o is de normaalpotentiaal (V)
F = Faraday constante – 96500 C/eq
T is de absolute temperatuur (K)
n = aantal elektronen die bij de reactie betrokken zijn.

Als P=1 atm en a=1 kan de Nernstvergelijking getransformeerd worden in de logvergelijking en kunnen we schrijven.

De reactie zoals deze verloopt levert de omgekeerde evenwichtsconstante op.

De evenwichtsconstante wordt dan: K = 10¹⁶² hetgeen impliceert dat het thermodynamisch evenwicht naar rechts licht, hetgeen we ook observeren. Deze berekening geeft geen informatie over de kinetiek van de reactie, de snelheid waarmee de reactie verloopt.

• In plaats van kaliumpermanganaat kan men ook kaliumdichromaat (K₂Cr₂O₇) of aangezuurd waterstofperooxide (H₂O₂) gebruiken. In plaats vaan jodide kan men een sulfiet bv Na₂SO₃ gebruiken.
• Het voordeel van de gebruikte stoffen is dat men aan de kleurveranderingen kan zien welke reactie plaatsvindt.
• Excel file : Meetresultaten

• Archimedes; 9 2 1972;  "Scheikundige reacties op afstand"; p.28,29.
• "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.
• A. Morgan; "Op avontuur in de elektrochemie" ; Centrex; 1964 (1958).
• G. Milazzo; "Electrochemistry"; Elsevier; 1963.