ik en een vriend zitten met een probleem waar we na 2 dagen nog niet uitkomem. We hebben op school een proef gedaan, waarbij we een elektrochemische cel hebben gemaakt.
Situatie 1:
Beide oplossingen zijn 1M.
Hierbij treden de volgende halfreacties op:
Zn <=> Zn2 + 2e- (V0=-0,76V)
I2 + 2e- <=> 2I- (V0=+0,62V)
Theoretisch potenciaalverschil (wat je op de voltmeter afleest): V=Vox-Vred => 0,62 - (-0,76) = +1,38V
Wij hebben +1,34V gemeten, dit komt natuurlijk door de onnaukeurigheid van apparaten, temperatuur die niet 25 graden celcius is ed.
Nu hebben we de oplossing met I2/I- verdund en de gemeten waarde was hierbij 1,47V.
Nu moeten we dit verklaren en hoe wij dit hebben gedaan is zo:
Evenwichtsvoorwaarde = [I-]2 / [I2]
En nu komt (helaas 1 van mijn) vra(a)g(en): Als ik de oplossing nu 10x verdun, wordt de concentratie I- dan 102x zo klein? Want als dat zo is zal de uitkomst van de breuk lager zijn dan de evenwichtsvoorwaarde. Er moet dat meer I- gevormd worden. Om dit te realiseren heeft I2 elektronen nodig die hij van Zn krijgt. Betekent dit dan dat de Ox harder aan de elektronen van Zn trekt waardoor de standaard elektrodepotenciaal groter wordt? Ik probeer hier al 2 dagen achter te komen en waarschijnlijk is het iets simpels (basisstof), maar ik raak vaak snel in de war waardoor ik zeer voor de hand liggende dingen gewoon domweg niet zie.
Als we dit proberen te verklaren door de wet van Nernst (die wij nog niet hebben gehad) bij 10x verdunnen:
V = V0 + (0,059/2) x Log(0,1 / 0,01) = +0,62 + (0,0295 x 1) = 0,6495V (als we significantie even buiten beschouwing laten)
Maar het probleem is dat ik zonder de wet van Nernst dit wil kunnen uitleggen, want we hebben deze wet nog niet gehad.
Wie o wie kan ons helpen?
