Springen naar inhoud

[scheikunde] standaardelektrodepotentiaal


  • Log in om te kunnen reageren

#1

casper11

    casper11


  • >100 berichten
  • 188 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 13 juni 2009 - 12:42

Hallo allemaal,

ik heb mij zojuist even gebogen over elektrochemische cellen en er is een fundamenteel aspect dat ik niet begrijp.
Wanneer je een zink-kopercel gebruikt om stroom op te wekken dan heb je als oxidator het redoxkoppel cu/cu2+
en als reductor zn/zn2+
Koper heeft een potentiaal van 0,34 en zink van -0.76. Wanneer je nu de concentratie Zn2+ verlaagt, betekent dat dan dat de reactie naar links de overhand krijgt (zn -> zn2+ +e-) waardoor de ''neiging'' om elektronen af te staan wordt vergroot?
En bij koper: als je de concentratie Cu2+ vergroot dan krijgt de reactie naar rechts de overhand (Cu-> Cu2+ + e-) waardoor de ''neiging'' om elektronen op te nemen groter wordt.
En omgekeerd: als de concentratie Cu2+ afneemt dan krijgt de reactie naar links de overhand waardoor de ''neiging'' om elektronen op te nemen afneemt.

Als dit zo is, waarom krijgt de ene reactie de overhand als je aan de concentraties gaat zitten sleutelen? EN waarom zou de bronspanning toenemen als je minder Zn2+ hebt waardoor er minder elektronen afgegeven kunnen worden en dus de stroom kleiner is...

Mvg,

Casper

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 13 juni 2009 - 16:25

De potentialen die jij noemt voor Cu en Zn zijn de standaard elektrodepotentialen, dat wil zeggen gebaseerd op ionenconcentraties van 1 mol/liter.

Om de werkelijke elektrodepotentialen te verkrijgen dien je de Wet van Nernst toe te passen:
http://nl.wikipedia..../Wet_van_Nernst
http://en.wikipedia....Nernst_equation
Hydrogen economy is a Hype.

#3

Emveedee

    Emveedee


  • >250 berichten
  • 585 berichten
  • VIP

Geplaatst op 13 juni 2009 - 22:28

Bij (bijvoorbeeld) een zinkstaaf in een zinkoplossing, is er sprake van een evenwicht tussen vast zink en opgelost zink. Er zullen constant LaTeX -ionen uit de oplossing 'neerslaan' op de zinkstaaf. Zo zullen ook constant vaste zink-atomen oplossen.
Als je nu de concentratie LaTeX verlaagt, zullen atomen uit de staaf gaan oplossen om het evenwicht te behouden.

Koper doet precies hetzelfde. Nu is het echter zo, dat het ene element makkelijker een elektron afstaat dan het andere.
Als je dus 2 halfcellen hebt en deze met elkaar verbindt, zal degene die het makkelijkst zijn elektronen afstaat gaan oplossen in de oplossing waarbij dus elektronen vrijkomen, en de ander zal gaan neerslaan waarbij elektronen worden opgenomen. Doordat de evenwichten tussen staaf en oplossing dus veranderen, zal de reactie steeds moeilijker verlopen.
Give a man a fire and he's warm for a day. Set a man on fire and he's warm for the rest of his life.

#4

casper11

    casper11


  • >100 berichten
  • 188 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 14 juni 2009 - 13:12

Nog even voor mijn beeld:

Zodra je de [Cu] verlaagt, moet het evenwicht worden herstelt en dus heb je meer elektronen en Cu2+ nodig om het evenwicht te herstellen, hierdoor neemt het potentiaal toe... en dus daarom ook de bronspanning





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures