Elektrodepotentiaal theoretisch berekenen

Me_U

Hallo,

ik ben al een tijdje bezig op school met redox reacties, en daarbij gebruiken we Tabel 48 van Binas.

Ik vroeg me af of het mogelijk is om de elektrodepotentiaalen op een theoretische wijze te berekenen; dus bijvoorbeeld van een stof die er niet instaat:

CF₄ +e^- -> CF₃ + F^-.

Mvg,

Me_U

Marko

Daarvoor moet je de vrije-energieverandering kennen van een reactie waarin de door jou genoemde reactie als halfreactie optreedt, en waarin de electrodepotentiaal van de andere halfreactie gekend is.

De vrije-energieverandering (in J/mol) is om te rekenen naar een potentiaalverschil (in V = J/C) als je de lading van een mol elektronen kent (= het getal van Faraday).

De door jou genoemde halfreactie lijkt me overigens bijzonder onwaarschijnlijk.

Me_U

Bedankt voor uw reply.

Ik zal een realistische situatie schetsen:

CH₄ + 2 H₂O -> CO₂ + 8 H⁺ + 8 e^-

U vermeldt in uw post dat je de vrije-energievernandering moet kennen, deze term is mij helaas onbekend.

Ik heb deze opgezocht: (http://nl.wikipedia.org/wiki/Vrije_energie); maar hieruit kan ik concluderen dat het een natuurkundig proces is (thermodynamica) en geen chemisch proces, waarschijnlijk bedoelt u een ander soort vrije-energie.

Mvg,

Me_U

hzeil

Het berekenen van electrodepotentialen gaat via de vrije enthalpie ( min delta G / nF ).

Die potentialen kun je berekenen via thermodynamische tabellen. Je moet daarbij wel aangeven bij welke temperatuur je de potentiaal wilt weten. De temperatuurafhankelijkheid lijkt mij vrij groot want in Uw chemische vergelijking betreffende de methaanoxydatie verandert het aantal gasmoleculen vrij sterk; van drie links naar een rechts. Er is dus een vrij grote entropieverandering.

Marko

Me_U schreef:Bedankt voor uw reply.

Ik zal een realistische situatie schetsen:

CH₄ + 2 H₂O -> CO₂ + 8 H⁺ + 8 e^-

U vermeldt in uw post dat je de vrije-energievernandering moet kennen, deze term is mij helaas onbekend.

Ik heb deze opgezocht: (http://nl.wikipedia.org/wiki/Vrije_energie); maar hieruit kan ik concluderen dat het een natuurkundig proces is (thermodynamica) en geen chemisch proces, waarschijnlijk bedoelt u een ander soort vrije-energie.

Die thermodynamica geldt net zo goed voor (het beschrijven van energie en warmte in) chemische processen. Het betreft hier dan ook dezelfde vrije energie.

Wat je moet weten is de verandering van de vrije energie die teweeg wordt gebracht door de totaalreactie (je hebt dus nog een halfreactie nodig). Als je die kent, kun je het potentiaalverschil dat theoretisch zou behoren bij die reactie als hij wordt uitgevoerd in een elektrochemische cel, kunnen berekenen. Met behulp van de standaardelectrodepotentiaal van de halfreactie die bekend is, kun je dan die van de andere berekenen.

Me_U

Allemaal hartstikke bedankt voor de reacties.

@hzeil: dit zal vast te maken hebben met dat reacties bij een hogere temperatuur sneller verlopen (botsende deeltjes model). De reactie die ik opgesteld had was bij kamer temperatuur (298 graden K).

@marko: bedoelt U hier mee dat de manier van het berekenen van de redox reactie ook bijvoorbeeld toegepast zou kunnen worden op de verbranding van glucose ?

Ik heb op het internet gezocht naar wat informatie over thermodynamica, het onderwerp is echter zeer breed. Daarnaast is de meeste informatie in het Engels, wat niet bepaald mijn sterkste vak is. Ik zit op de middelbare school; ons boek behandelt dit deel van thermodynamica helaas niet. Daarnaast heb ik nu een week vakantie die ik graag nuttig wil opvullen.

Zouden jullie mijn daarom dus misschien wat literatuur kunnen aanraden ?

Met vriendelijke groet,

Me_u

Marko

Me_U schreef:Allemaal hartstikke bedankt voor de reacties.

@hzeil: dit zal vast te maken hebben met dat reacties bij een hogere temperatuur sneller verlopen (botsende deeltjes model). De reactie die ik opgesteld had was bij kamer temperatuur (298 graden K).

Dat is niet het hele verhaal. Reacties gaan inderdaad sneller bij hogere temperatuur, maar de ligging van het evenwicht (dus of de reactie helemaal afloopt, slechts gedeeltelijk of helemaal niet) is vaak ook afhankelijk van de temperatuur.

@marko: bedoelt U hier mee dat de manier van het berekenen van de redox reactie ook bijvoorbeeld toegepast zou kunnen worden op de verbranding van glucose ?

Jazeker! Als je het totale energie-effect van een reactie kent, en je weet hoeveel elektronen er in die reactie worden overgedragen, dan kun je daarmee het bijbehorende theoretische potentiaalverschil berekenen. Voorwaarde is wel dat je zo'n reactie in een electrochemiche cel uitvoert/kunt uitvoeren.

Maar ook zonder dat je het kunt uitvoeren kun je een reactie schrijven op de manier van een redoxreactie, dus als som van 2 halfreacties. Voor glucose wordt dit bijvoorbeeld:

(Ox): O₂ + 2 H₂O + 4 e --> 4 OH^-

(Red): C₆H₁₂O₆ + 24 OH^- --> 6 CO₂ + 18 H₂O + 24 e

Om aan de totaalreactie te komen moet je (Ox) maal 6 doen, zodat het totaal aantal elektronen bij beide halfreacties gelijk is. Daarna tel je alles bij elkaar op, streep je de dingen weg die voor en na de pijl hetzelfde zijn, en vervolgens houd je een bekende reactie over:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ --> 6 CO₂ + 6 H₂O

Ik heb op het internet gezocht naar wat informatie over thermodynamica, het onderwerp is echter zeer breed. Daarnaast is de meeste informatie in het Engels, wat niet bepaald mijn sterkste vak is. Ik zit op de middelbare school; ons boek behandelt dit deel van thermodynamica helaas niet. Daarnaast heb ik nu een week vakantie die ik graag nuttig wil opvullen.

Zouden jullie mijn daarom dus misschien wat literatuur kunnen aanraden ?

De kans is groot dat er in het Natuurkunde-deel van het forum meer mensen meelezen die hier een goed antwoord op kunnen geven. Het deel van het topic dat over deze vraag gaat is daarom afgesplitst en daarheen verplaatst. Klik hier om het betreffende topic te openen!

Wetenschapsforum

Laatste berichten

Nieuwsberichten

Elektrodepotentiaal theoretisch berekenen

Elektrodepotentiaal theoretisch berekenen

Re: Elektrodepotentiaal theoretisch berekenen

Re: Elektrodepotentiaal theoretisch berekenen

Re: Elektrodepotentiaal theoretisch berekenen

Re: Elektrodepotentiaal theoretisch berekenen

Re: Elektrodepotentiaal theoretisch berekenen

Re: Elektrodepotentiaal theoretisch berekenen