Springen naar inhoud

Vergelijking van Nernst


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Spliffeh

    Spliffeh


  • 0 - 25 berichten
  • 12 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 02 juni 2006 - 13:56

Mijne dames en heren,
mijn vraag is misschien reeds gesteld op dit forum maar ik vind het antwoord niet (ja, ik heb al zitten zoeken).

Ik zal eerst paar voorbeeldjes geven:

Een koperstaaf in een 0,2M CuSO4-oplossing:
E = E - 0,059/2*log1/[Cu2+]

Een zilver-zilverchloride in een 0,1M KCL-oplossing:
E = E - 0,059*log[Cl-]

Een Pt-elektrode gedompeld in een oplossing van 0,30M KMnO4 en 0,20M MnSO4 en 0,02M HCl

E = E - 0,059/5 * log [Mn2+]/[MnO4-][H+]^8


En dan nu mijn vraag... ik dacht eerst dat positieve ionen altijd in de noemer kwamen te staan en negatieve in de teller, maar met die laatste formule lijkt dit niet te kloppen. In de cursus wordt echter die laatste formule veranderd in

E= E - 0,059/5 * 8 * pH + 0,059/5 log [Mn04-]/[Mn2+]

Hier staat in de laatste term wel de negatieve in de teller en positieve in de noemer maar het teken van de log is veranderd... en hoe ze aan die term met de pH komen weet ik al helemaal niet... DUS: is er een bepaalde vuistregel van waar ik wat invul? en hoe komen ze aan die laatste formule?

(domme vragen bestaan niet :)...hoopik 8-) )

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

#2

bteunissen

    bteunissen


  • >1k berichten
  • 1122 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 02 juni 2006 - 14:09

Klopt. Het verschil tussen de twee formules zit in het '+' en '-' teken. Draai je die om dan keert de breuk ook om (de teller en de noemer worden dan dus omgewisseld). Dit omdat het een logaritmische functie betreft. Het maakt niet uit welke je gebruikt want met beide functies verkrijg je hetzelfde resultaat.

#3

Spliffeh

    Spliffeh


  • 0 - 25 berichten
  • 12 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 02 juni 2006 - 14:16

dus moet je ervoor zorgen dat het negatieve ion in de teller komt? ik snap nu wel het pH gedeelte (pH = -log[H+] dus is hetzelfde als log1/[H+] )maar ik snap niet waarom ze het 2de deel ook omdraaien?

#4

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 02 juni 2006 - 14:18

Ik heb de formule van Nernst zo geleerd:


Cu --> Cu2+ + 2e-

E = E0 + 0,059/2 * log [Cu2+]

Analoog voor de tweede reactie:

Ag + Cl- --> AgCl + e-

E = E0 + 0,059/2 * log (1/[Cl-])

Dat is gelijk aan wat jij geeft, omdat log 1/x gelijk is aan -log x.

Je moet dus wel goed kijken hoe je de reactievergelijking opschrijft. Als de reactie als oxidatie wordt opgeschreven (in mijn voorbeelden) dan komt er een + voor de log. schrijf je hem als reductie op (kennelijk is dat zo in jouw voorbeelden) dan komt er een - voor de log.

Boven de breukstreep komen altijd de componenten RECHTS van de pijl in de reactievergelijking. Onder de breukstreep dus die van links.
Vaste stoffen komen niet in de vergelijking.

In het geval van de derde reactie:

MnO4- + 8H+ --> Mn2+ + 4H2O + 5e-

wordt de vergelijking:

E = E0 + 0,059/5 * log ([Mn2+]/[MnO4-][H+]8

Als je de reactie andersom opschrijft wordt de + voor de log een - en krijg je, na wat omwerking, jouw vergelijking.
Besef hierbij dat log xa gelijk is aan a*log x
en dat -log [H+] gelijk is aan de pH

#5

Martensiet

    Martensiet


  • 0 - 25 berichten
  • 13 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 02 juni 2006 - 14:25

Ik denk niet dat je kan zeggen dat negatieve ionen steeds in de teller of steeds in de noemer komen. Want wat bijvoorbeeld bij een reductie van Fe2+ naar Fe3+, enkel positieve ionen!
Het zit zo: we spreken af dat we steeds een minteken schrijven voor de log. Dan is het zo dat in het logaritme de evenwichtsconstante van de reductiereactie zal staan. Let wel dat er geen vaste stoffen in de evenwichtsvergelijking staan.

Dus voor Fe2+ ->Fe3+ + e-
E=E(Fe2+/Fe3+)-0.059*log(Fe3+/Fe2+)

Is het zo duidelijk?

Mart&Sit

#6

Spliffeh

    Spliffeh


  • 0 - 25 berichten
  • 12 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 02 juni 2006 - 14:29

ja ik begin het te snappen, maar bij marjanne staat nu dit:

In het geval van de derde reactie:

MnO4- + 8H+ --> Mn2+ + 4H2O + 5e-

wordt de vergelijking:

E = E0 + 0,059/5 * log ([Mn2+]/[MnO4-][H+]8

Moet het geen - zijn? dus:
E = E0 - 0,059/5 * log ([Mn2+]/[MnO4-][H+]8

#7

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 02 juni 2006 - 14:43

Chips, ik heb het niet helemaal goed gedaan, ja... :)

De Nernst-formule is correct.
De reactievergelijking is niet goed: de 5e- moeten aan de linkerkant van de pijl staan 8-)
Kijk maar naar de totale lading links en rechts van de pijl.

:D

#8

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 02 juni 2006 - 14:46

Ahum, en dan is de Nernst-formule toch niet goed.

Er moet dan idd. een - staan, want met de 5e´tjes links van de pijl is het de reductiereactie.

Nou ja, ik ben toch drie weken weg (vakantie).

#9

Spliffeh

    Spliffeh


  • 0 - 25 berichten
  • 12 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 02 juni 2006 - 14:46

schandalig:p
neej geintje, bedankt voor de hulp mense:) het had leuker geweest als ze in men cursus idd overal - hadde gebruikt in de formule ipv alles constant te switchen:(

#10

bteunissen

    bteunissen


  • >1k berichten
  • 1122 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 02 juni 2006 - 15:03

Want wat bijvoorbeeld bij een reductie van Fe2+ naar Fe3+, enkel positieve ionen!

Bedoel je soms oxidatie....? 8-)

#11

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 02 juni 2006 - 15:17

Hij bedoelde dat het aantal electronen van het Fe2+-ion werd gereduceerd als het naar Fe3+ gaat. 8-)

#12

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 02 juni 2006 - 21:07

Het helpt als je niet alleen de preciese formule onthoudt, maar ook wat hij doet.

De formule zorgt ervoor dat de opbrengst van een elektrochemische cel steeds lager wordt als de concentratie aan produkten toeneemt, en/of de concentratie aan uitgangsstoffen lager wordt.

En omgekeerd voor een elektrolysecel: de benodigde spanning neemt toe als de concentratie aan produkten toeneemt, en/of de concentratie aan uitgangsstoffen lager wordt.

Je moet bij een elektrolysecel steeds harder tegen de elektronen duwen om de reactie "verder weg" te krijgen van het evenwicht, en een batterijcel die zelf naar zijn evenwicht toe reageert gaat steeds minder hard tegen de elektronen duwen.

Door dit even te controleren weet je altijd zeker dat je het teken van de log-term goed hebt!





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures