Springen naar inhoud

[scheikunde] Elektrochemische cel berekeningen


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Oguz

    Oguz


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 17 november 2005 - 20:37

Hallo iedereen,

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:
Geplaatste afbeelding
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 / [I[sub]2]

En nu komt (helaas 1 van mijn) vra(a)g(en): Als ik de oplossing nu 10x verdun, wordt de concentratie I- dan 10[sub]2[sub]x 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 I[sub]2
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?

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

#2

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 17 november 2005 - 21:04

Als je een oplossing 10 maal verdunt, worden alle concentraties 0,1 maal zo groot. Maar inderdaad staat er in dit geval een concentratie in het kwadraat, en daardoor verloopt het evenwicht. Zoals je het opschrijft lijkt het voor mij een prima kwalitatieve verklaring van de wet van Nernst!

Veranderd door rwwh, 17 november 2005 - 21:06


#3

Oguz

    Oguz


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 17 november 2005 - 21:07

Ok, maar waarom gaat het potenciaalverschil omhoog? Gaat de Ox (in dit geval I2 harder aan de elektronen trekken om meer I- te kunnen vormen?

Een van mijn problemen is dat ik de evenwichtsvoorwaarde niet helemaal snap:

[I-]2 / [I2] = constante

stel dat [I-] = 10 en [I2] = 10 (even als voorbeeld)

als ik nu 10x verdun:

[I-] = 10 / 102 = 10 / 100 = 0,1
[I2] = 10 / 10 = 1

dus de breuk is nu 0,1 / 1 = 0,1 <- wat stelt dat getal voor? De evenwichtsvoorwaarde? Dat lijkt me niet want die was eerst 1. Ik raak behoorlijk door de war, zelfs als ik de vraag probeer te stellen, dus neem me niet kwalijk 8-[

Veranderd door Oguz, 17 november 2005 - 21:21


#4

Sjaeqx

    Sjaeqx


  • >25 berichten
  • 88 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 17 november 2005 - 23:29

ik denk dat je met het opschrijven van de evenwichtsconstante al een heel eind bent. Mss is het zelfs al de oplossing...

#5

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 18 november 2005 - 09:04

De halfreactie is natuurlijk 2I- ---> I2 + 2e-

Nu is de fantasie-"evenwichtsconstante" voor deze reactie:

k = [I-]2[sub] / [I[sub]2] [e-][sub]2[sub]

Natuurlijk is er eigenlijk geen concentratie aan elektronen, maar je kunt je voorstellen dat een negatievere potentiaal op de elektrode de beschikbaarheid aan elektronen vergroot, en dat dat een soort concentratie is.

Een heel andere manier om ernaar te kijken is om de hele reactie in één keer te nemen. Door de jodide-ionen meer ruimte te geven, vergroot je de entropie van die kant van de reactie. Deze kant wordt daardoor nog gunstiger dan hij al was. Je zult daarom het potentiaalverschil moeten vergroten om het evenwicht te behouden.

#6

Oguz

    Oguz


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 18 november 2005 - 13:58

De halfreactie is natuurlijk 2I- ---> I2 + 2e-

Nu is de fantasie-"evenwichtsconstante" voor deze reactie:

k = [I-]2[sub] / [I[sub]2] [e-][sub]2[sub]

Natuurlijk is er eigenlijk geen concentratie aan elektronen, maar je kunt je voorstellen dat een negatievere potentiaal op de elektrode de beschikbaarheid aan elektronen vergroot, en dat dat een soort concentratie is.

Een heel andere manier om ernaar te kijken is om de hele reactie in één keer te nemen. Door de jodide-ionen meer ruimte te geven, vergroot je de entropie van die kant van de reactie. Deze kant wordt daardoor nog gunstiger dan hij al was. Je zult daarom het potentiaalverschil moeten vergroten om het evenwicht te behouden.

Ten eerste, hebt geen dubbele pijl in je halfreactie. Maar dat moet toch wel? Aangezien het een evenwichtsreactie is? Ik kan even niet wijzer worden uit je post 8-[ Je geeft aan hoe je de evenwichtsconstante opstelt, maar die had ik al. En met die elektronen snap ik ook. Alleen ik kan niet fatsoenlijk verwoorden waarom het standaard elektrodepotenciaal van de 'verdunde' halfcel omhoog gaat.

#7

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 18 november 2005 - 16:50

Omdat je met de verdunning het evenwicht naar links schuift 8-[





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures