Springen naar inhoud

Wet van nernst voor redoxkoppel cu2+/i-


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Lars93

    Lars93


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 18 december 2010 - 18:12

Hallo allemaal,

Voor mijn praktische opdracht van scheikunde dit jaar moet ik het oplosbaarheidsproduct van zilverjodide en zilverchloride bepalen. Nu moet ik echter eerst met de wet van Nernst de bronspanning bepalen.

De opstelling bestaat uit twee bekerglazen. Bekerglas 1 bevat 25 mL 0,100 M KI-oplossing. Hierin bevindt zich de zilverelektrode. In bekerglas 2 zit 0,100 M koper(II)sulfaatoplossing. De hoeveelheid maakt niet uit, zolang de koperelektrode zich maar ongeveer voor de helft in de oplossing bevindt. Beide elektrodes zijn aangesloten op de multimeter. De koperelektrode dient als referentie.

Nu kwam ik tot de volgende halfreacties:
Ox: Cu2+ (aq) + 2 e- --> Cu (s) 0,34 V
Red: 2 I- (aq) --> I2 + 2 e- 0,62 V

Eindreactie:
Cu2+ (aq) + 2 I- (aq) --> Cu (s) + I2 (aq) -0,28 V

Bij onze titratie meten wij van tevoren -370 mV.
Omdat onze concentraties niet 1,00 mol*L-1 zijn, moeten we de wet van Nernst toepassen.

Nu kom ik hier in de knoei.
Als ik namelijk invul zoals onze leraar ons vertelde, dan krijg ik dit:
V=V0+0,0591/n*log([Ox]/[Red])
Invullen levert op:
V=-0,28+0,0591/2*log(0,1/(0,12))
Hier komt dan uit -0,25045 V
Maar dat komt dus helemaal niet overeen met onze gevonden waarde van -0,37 V.

Daarnaast twijfel ik ook nog over de concentratie van I. Ik heb die in het kwadraat gedaan, omdat ik 2 I reageer met 1 Cu. Als je die namelijk niet in het kwadraat doet, dan krijg je de -0,28 * 0,0591/2*log(1) en dat blijft -0,28

De andere topics over de wet van Nernst beantwoorden niet direct mijn vraag, dus vandaar dat ik hem hier opnieuw stel.

Alvast bedankt voor de hulp ;)

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 19 december 2010 - 12:29

Het beste wat je in het algemeen kunt doen bij dit soort problemen is om de Nernst-vergelijking niet voor de totale cel proberen te gebruiken, maar die te gebruiken voor elk redox koppel apart en daarna de berekende E's van elkaar af te trekken. Als je dat goed doet vindt je het gemeten resultaat.

Je gebruikt Nernst dus om de Eo van elk koppel eerst te herberekenen naar de echte E voor de gegeven concentratie (en eventueel de echte temperatuur).

Veranderd door Fred F., 19 december 2010 - 12:30

Hydrogen economy is a Hype.

#3

Lars93

    Lars93


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 19 december 2010 - 12:53

Bedankt voor je reactie ;)

Ik kom nu uit op -0,3391 V. Dat komt redelijk overeen met mijn meting van -0,370 V
Ik heb dus nu gedaan:
ox: E=0,34-0,0591/2*log(1/0,1)=0,31045 V
red: E=0,62-0,0591/2*log(0,1/1)=0,64955 V
Vbron=-0,3391 V
Zo zou het redelijk uitkomen. Voor de halfreacties heb ik de reacties gebruikt die in de startpost staan. Dit zijn toch gewoon de goede reacties?

#4

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 19 december 2010 - 13:20

red: E=0,62-0,0591/2*log(0,1/1)=0,64955 V

Hier moet je niet delen door 2 maar door 1 want I- staat maar één elektron af. Of je moet die 0,1 kwadrateren.

Je behoort hier E = 0,679 V te krijgen.
Hydrogen economy is a Hype.

#5

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 19 december 2010 - 13:56

Ik gebruikte de door Lars93 genoemde Eo = 0,62 V voor het I2/I- koppel, maar als ik het in een boek opzoek dan vind ik Eo = 0,54 V voor I2/I-.

Dus dan is E = 0,60 V (in plaats van 0,679 V) voor I2/I-.
Hydrogen economy is a Hype.

#6

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 19 december 2010 - 23:12

Ik denk dat we hier compleet op het verkeerde spoor zitten.
Normaal gesproken is I- namelijk niet in staat om Cu2+ tot Cu te reduceren en ik denk ook niet dat dat in jouw proef gebeurd is.
Heb je echt I2 zien ontstaan? Werd de oplossing bruin?

De oorspronkelijke post rept over het bepalen van het oplosbaarheidsproduct van zilverjodide.
Het is niet de I- die in dat bekerglas geoxideerd wordt maar het Ag.

Met de gemeten spanning en Nernst bepaal je dan wat de Ag+ concentratie geweest moet zijn, en daarmee het gevraagde oplosbaarheidsproduct.
Hydrogen economy is a Hype.

#7

Lars93

    Lars93


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 21 december 2010 - 09:40

Fred bedankt voor je reactie!

Maar als dat niet de halfreacties zijn, dan mis ik echt mijn aanknopingspunt.

In halfcel 1 bevindt zich: Ag-elektrode, 0,100 M KI-oplossing
In halfcel 2 bevindt zich: Cu-elektrode, 0,100 M CuSO4-oplossing
Zoutbrug: Papier gedrenkt in KNO3-oplossing.
Buret: 0,100 M AgNO3-oplossing

Voordat ik begin met titreren, geeft de voltmeter al een waarde aan van -370 mV. Daardoor kwam ik dus uit op de redoxreactie van Cu2+ en van I-. Blijkbaar klopt dat dus niet, maar kun je me misschien een zetje in de goede richting geven?

Alvast bedankt ;)

#8

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 21 december 2010 - 13:23

Maar als dat niet de halfreacties zijn, dan mis ik echt mijn aanknopingspunt.

Ik had in eerste instantie het vraagstuk niet nauwkeurig gelezen omdat ik dacht dat je alleen moeite had met de wet van Nernst. Vandaar mijn algemene advies: pas de wet van Nernst altijd toe op elk van de redoxkoppels apart. Omdat dit met jouw waardes voor Eo de waardes E = 0,34 - 0,03 = 0,31 V voor Cu2+/Cu en E = 0,62 - 0,06 = 0,68 V voor I2/I- opleverde wat precies een verschil van 0,37 V geeft en jij ook een verschil van 0,37 V mat dacht ik: klaar. Maar dit is onzin. Allereerst was die 0,62 en dus ook die 0,68 en die 0,37 fout, maar vooral: het teken van die berekende 0,37 was fout. Onder deze omstandigheden (twee aparte bekerglazen) is Cu2+ niet in staat om I- te oxideren want I2 is een sterkere oxidator dan Cu2+, kijk maar naar de berekende E van elk koppel.

Dat wil overigens niet zeggen dat Cu2+ nooit I- zou kunnen oxideren: dat kan wel maar dan alleen in hetzelfde bekerglas. Giet maar eens wat van je CuSO4-oplossing en je KI-oplossing bij elkaar in één bekerglas en je zult I2 zien onstaan maar dat is omdat er CuI neerslaat volgens: 2 Cu2+ + 4 I- --> 2 CuI(s) + I2
Daar het lage oplosbaarheidsprodukt van CuI kan de E van het Cu2+/Cu+ koppel hoger worden dan de E van I2/I- en dus kan onder deze omstandigheden Cu2+ toch I- oxideren. Dit illustreert maar weer eens hoe belangrijk het is om altijd met Nernst de E van elk redox koppel apart te berekenen voordat je conclusies trekt.

In jouw situatie speelt iets soortgelijks: een heel kleine Ag+ concentratie rondom de zilverelektrode zorgt ervoor dat de E van het Ag/Ag+ koppel heel laag wordt (Nernst), en veel lager dan de E=0,31 V van Cu2+/Cu koppel. Als je een zilverelektrode in water steekt zal er een klein beetje Ag+ vrijkomen omdat het zilveroppervlak toch een beetje geoxideerd kan zijn omdat mensen er met hun vingers aan gezeten hebben.

Met de koperelektrode als referentie mat jij met je multimeter -0,37 V dus dat betekent dat de E van het Ag/Ag+ koppel 0,31 - 0,37 = -0,06 V moet zijn. Met Nernst kun je dan [Ag+] berekenen.

Ik durf nu overigens niet meer met zekerheid te zeggen of Cu2+ in jouw opstelling reduceert naar Cu of wellicht toch naar Cu+.

Veranderd door Fred F., 21 december 2010 - 13:34

Hydrogen economy is a Hype.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures