Springen naar inhoud

Zink en ijzerstaaf in neutraal belucht water


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Barty

    Barty


  • 0 - 25 berichten
  • 7 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 08 december 2006 - 18:26

Ik probeer volgende opstelling te begrijpen:
Ik doe het een beetje stap voor stap, probleem per probleem: ik hoop dat als iemand antwoordt op het eerste probleem, het onderwerp niet als afgesloten beschouwd maar ook de volgende problemen helpt oplossen - als het effe kan; anders moet ik elke keer een nieuw onderwerp starten. Bedankt!

Opstelling: Zink en ijzerstaaf in met zuurstof voorzien neutraal water: zink en ijzerstaaf elektrisch verbonden.

Om te kunnen weten wat er gebeurt moet ik de evenwichtspotentialen berekenen via de wet van Nernst.
Daar gaat het al fout: de Zn2+ concentratie is m.i. 0. Ook met Fe hetzelfde liedje.
Als evenwichtspotentiaal kom ik dus uit: Eev = E0-0.059/2*log(1/0)? Wat oneindig klein is.

Bedankt voor de hulp.

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 08 december 2006 - 22:56

Kun je de twee halfreacties hier eens opschrijven, en de Wet van Nernst hier netjes invullen?

#3

hzeil

    hzeil


  • >1k berichten
  • 1379 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 09 december 2006 - 00:08

Barty , er zijn geen electrochemische evenwichten waarin de zink-ionen en de ijzerionen participeren. Het heeft dan ook geen zin om met deze ionen Nernstpotentialen uit te rekenen.
Je moet de wet van Nernst toepassen op de electrtochemische evenwichten die er wel zijn.
Laten we aannemen dat je beide metalen eerst schoon schuurt alvorens je ze in het water ( met een spoortje zout) plaatst. Dan reageren ze een beetje met de zuurstof in het water onder de vorming van een monomoleculaire laag met O-atomen en OH groepen naast elkaar.
Een echte, kristallijne oxydelaag ontstaat zo niet.

Aan beide metalen verlopen dan dezelfde reakties:

O2 ------) 2 Oads

Met als electrochemisch evenwicht:

e + Oads + H+ (----------) OHads

Beide evenwichten leiden echter tot verschillende evenwichtspotentialen (Nernstpotentialen) omdat de adsorbtie energieen verschillend zijn.

Zolang je beide metalen niet met elkaar verbindt gebeurt er niets. Je hebt dan als het ware een onbelaste galvanische cel.
Maar als je ze daarna wel met elkaar verbindt gaat er een kringstroom lopen, net als bij een batterijtje die je in de winkel koopt. Alleen de stroom is dan zeer gering, in de orde van microamperes per vierkante cm.
Ik verwacht hier dat het ijzer dan kathodisch gepolariseerd wordt door de reactie
e + Oads + H+ ------) OHads

en dat het zink dan uiteraard anodisch wordt gepolariseerd door de omgekeerde reaktie.

zoals je ziet spelen de vrije ionen Zn2+ en Fe2+ hier helemaal geen rol. Ze zijn niet bij een electrochermische uitwisselingsreaktie betrokken.
Uitleggen is beter dan verwijzen naar een website

#4

Barty

    Barty


  • 0 - 25 berichten
  • 7 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 15 december 2006 - 13:14

Bedankt rwwh en hzeil,
hzeil:
als je begint over adsorbtie-energie dan geraak ik wat de kluts kwijt. Volgens de cursus zou de uitkomst moeten zijn:
Anode 2 Zn -> 2 Zn 2+ + 4 e-
Kathode 4 H + + O2 + 4 e- -> 2 H2O.

Je raakt wel mijn kernprobleem dat ik een beetje heb met chemie aan: ik heb steeds het gevoel dat je blijkbaar de uitkomst moet weten om de oplossing te vinden. Ook jij (ik wil je zeker niet beledigen hoor - verre van) poneert de reacties alsof het evident is. Ook zeg je dat ik het evenwicht moet kennen om wet van Nernst toe te passen. Terwijl mijn bedoeling nu net was de Wet van Nernst toe te passen om te weten welk evenwicht zal optreden (welke reactie een hoger potentiaal zal hebben en dus eerder zal optreden). Maar misschien moet ik dat doen aan de hand van die absorptie-energie??

Mijn bedoeling is mogelijke oplossingen schrappen (omdat ze niet kunnen, omdat een lager evenwichtspotentiaal kunnen hebben,..) zodat ik zelf door deductie of zo bij de oplossing kom.

rwwh:
Zoals ik hierboven zei is het mijn bedoeling alle mogelijke reacties op te schrijven hun evenwichtspotentiaal te berekenen volgens de wet van Nernst en de conclusie trekken dat de reactie met de hoogste evenwichtspotentiaal effectief zal plaatshebben. Natuurlijk zullen bepaalde reactie niet eeuwig doorgaan maar dat is dan weer een volgende stap om tot de oplossing (zie bovenaan) te komen.

Dus ik begon met de evenwichtspotentiaal volgens de wet van Nernst uit te rekenen voor volgende reacties:

Zn -> Zn 2+ + 2e-
en
Fe -> Fe 2+ + 2e-

Wet van Nernst: zie http://nl.wikipedia..../Wet_van_Nernst
Voor reactie aA+bB->cC+dD
Geldt bij 25įC:E = Eį - 0,0592/2*log[Q] (=Wet van Nernst)
met Q = [C]c[D]d/[A]a[B]b
[x] = concentratie van x in oplossing.
Als ik dan de vergelijk invul dan krijg ik:
EZn2+/Zn = EįZn2+/Zn - 0,0592/2*log([Zn]/[Zn2+])
Nu had iemand me al verteld dat je de vaste stoffen niet in de formule opneemt dus krijg ik:
EZn2+/Zn = EįZn2+/Zn - 0,0592/2*log(1/[Zn2+])
Nu is in eerste instantie de concentratie aan Zinkionen = 0: hoe los ik dat nu op.
Of bega ik een denkfout?

Bedankt!

#5

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 15 december 2006 - 21:11

Ja, er is een probleem: Als dit de twee halfreacties zijn, wat is dan de complete reactie?

#6

hzeil

    hzeil


  • >1k berichten
  • 1379 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 15 december 2006 - 22:34

Barty U loopt steeds vast op het feit dat de samenstelling van het waterig milieu niet gegeven is en er geen Nernst-potentialen van de metalen ijzer en zink uit te rekenen zijn.
Het probleem uit Uw cursus is mij echter goed bekend. Het betreft de corrosie van ijzer in water ( neutraal, maar verder met onbekende samenstelling. Bijvoorbeeld grondwater in de bodem). De potentiaal van dit ijzer in water kan gemeten worden met behulp van een referentie-elektrode. Maar deze gemeten potentiaal is een mengpotentiaal en kan niet berekend worden met de wet van Nernst omdat er geen electrochemisch evenwicht is.
Als je nu het stukje ijzer electrisch verbindt met een stukje zink in datzelfde water komt er een kringstroom in een kortgesloten galvanische cel. De potentiaal van het ijzer wordt daarbij negatiever dan voorheen en de corrosiesnelheid van het ijzer neemt af.
Het ijzer wordt daarbij kathode en in plaats van het ijzer gaat het zink via een anodische reaktie in oplossing. Het zink funtioneert daarbij dus als offermetaal of offeranode en de rondgaande stroom noemt men in de kathodische bescherming de "beschermstroom".

De praktijk leert dat de potentiaal van ijzer in een vochtige, goed beluchte
bodem steeds uitkomt op omstreeks - 0.40 Volt t.o.v. de Cu/CuSO4 referentieelectrode. De kathodische bescherming is voldoende als deze potentiaal wordt verlaagd tot - 0.85 Volt.
( let op de min-tekens). Als de potentiaal van het ijzer onvoldoende wordt verlaagd, bijvoorbeeld slechts tot - 0.60 Volt dan is de reaktie Fe ---) Fe2+ +2e nog te snel en is er nog vrij veel corrosie van ijzer in de bodem.

Zoals U ziet speelt de Wet van Nernst in deze beschouwingen helemaal geen rol. Er zijn hier geen electrochemische evenwichten actief. Het zijn allemaal niet-evenwichtssituaties.

Zelfs als U een oplossing van 0.1 M. Fe(II)sulfaat zou maken en daar een ijzerelectrode in plaatst meet U een geheel andere potentiaal dan U met de Wet van Nernst kan berekenen. De gemeten potentiaal wordt geheel bepaald door de opgeloste zuurstof en de pH van de oplossing. De uitwisselingsreaktie
Fe <---> Fe2+ +2e is zo gering dat hij helemaal geen invloed heeft op de potentiaal. Als je voor dit evenwicht de berekende theoretische Nernstpotentiaal gaat vergelijken met de gemeten waarde zul je zien dat de gemeten waarde een stuk positiever is dan de berekende waarde. Dat komt dus doordat de zuurstofreacties veel sterker potentiaalbepalend zijn door hun veel grotere uitwisselingsstroomdichtheid.
Trefwoorden voor internet hierover zijn: cathodic protection, sacrifice-electrodes, copper-coppersulfate electrodes, exchange-currentdensity and reversibility. De kathodische bescherming vindt je o.a. in de website "Corrosion doctors".
Uitleggen is beter dan verwijzen naar een website

#7

Barty

    Barty


  • 0 - 25 berichten
  • 7 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 17 december 2006 - 14:40

Nogmaals bedankt!
rwwh: Je vraagt mij de oplossing? Dat is nu net de grond van mijn probleem: wat is de oplossing? Wat zijn de reacties die gaan plaatshebben en waarom deze in plaats van 10 andere reacties die ik voor mogelijk houd.
Ik snap ook niet echt wat je bedoeld. Aan de anode lost zink op, aan de kathode wordt zuurstof aangemaakt. Welke reactie verwacht je?

hzeil:
om het niet moeilijker te maken dan het al is. Ik zal al blij zijn als ik dit begrijp. Laat ons stellen neutraal water = H2O.
Ook als je een staaf ijzer in de bodem stopt dan zal je inderdaad niet meten volgens de wet van Nernst (stellen we eventjes dat die wel van toepassing zou zijn) want je staaf staat natuurlijk ook elektrisch in contact met die bodem.
Al bij al: houden we die bodem nog eventjes achterwege.

Het voorbeeld in je laatste alinea: stelt het wel scherp.
Maar... mijn probleem was al dat blijkbaar eerst de oplossing moet gekend zijn om te komen tot een oplossing. Nu zijn we het zelfs niet eens over de oplossing:
als ik een ijzer staaf in belucht water stop krijg ik dan niet:
Fe → Fe2+ + 2e-
4e- + O2 + 2H2O → 4OH-
Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2
of dus:
4Fe(OH)2 + O2 → 2(Fe2O3.xH2O) + 2H2O ?

Je hebt wellicht wel gelijk dat ik het resultaat van de Wet van Nernst niet zal gelden bij niet evenwicht en dat ik eerder de stroomdichtheden moet berekenen.
Zijn die eenvoudig te berekenen of in een tabel terug te vinden?

Jullie suggesties hebben me wel dichter gebracht bij een mogelijke oplossing:
a. misschien mag het resultaat van de wet van Nernst niet kwantitatief voor waar worden aangenomen; maar wel kwalitatief: om uit de maken of een reactie eerder (makkelijker) zal plaatshebben dan een andere. Waar dient anders een lijst met normaalpotentialen voor of het opstellen van een galvanische reeks?
b. rwwh brengt me op het idee dat ik inderdaad dom ben om die wet enkel op de anode of kathode (half) reactie toe te passen. Ik moet de wet toepassen op de reactie die anode en kathode (half) reacties omvat.
in mijn voorbeeld bv:
2 Zn + 4 H+ + O2 -> 2 Zn2+

Wat denken jullie daarvan?

Ook:
hzeil het zal wel kloppen dat Fe <---> Fe2+ +2e-
amper zal bijdragen tot het potentiaal. Maar men vraag is: hoe kan ik dat weten / voorspellen. Ook in andere opstellingen bv met een Zn staaf erbij; of een Zn en Cu staaf. Of het water is niet belucht wat gebeurt dan? Zonder dat ik wens te vervallen in casuÔstiek...

Bedankt!
Bart

#8

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 17 december 2006 - 20:54

Wat betekent "halfreactie"? En hoe maak je uit twee halfreacties een hele reactie? Als je de wet van Nernst aan het invullen bent, dan moet je de reactie echt al weten, hoor!

#9

Barty

    Barty


  • 0 - 25 berichten
  • 7 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 19 december 2006 - 11:13

Rwwh:
Jij gebruikte de term halfreactie, niet ik. Ik vermoed dat jij dan ook weet wat het bedoeld. Ik ben geen chemicus. Ik probeer enkel mijn cursus te begrijpen.
Ik vermoed dat een halfreactie eigenlijk een reactie is die fysisch niet echt plaatsgrijpt (bv in mijn laatste post schreef ik de formules van roestvorming op ijzer uit met behulp van de halfreacties) maar die je toch opschrijft om het wat beter begrijpbaar te maken.
Bij de elektrochemische reacties worden wel effectief ionen gevormd. Dus eigenlijk zijn dat dan geen echte halfreacties naar mijn inzicht. En dan is je vraag niet ter zake denk ik.

Hoe van twee halfreacties een hele maken? OPnieuw ik ben geen chemicus maar ik dacht gewoon de halfreacties optellen en gelijke delen schrappen?

Kun je me echt niet helpen door zelf misschien neer te schrijven hoe jij er zou toe komen wat de reacties zouden zijn als ik schrijf:
Zink en ijzerstaaf in belucht neutraal water

Of hoe zou jij tot de reacties komen? Wat definieer jij dan in dat geval als halfreacties? Als volledige reactie?
Ik probeerde via de wet van Nernst (zo bleek uit mijn cursus) maar dat is misschien niet de goede weg? Dag zegt Hzeil toch. Wat denk jij? Moet dat met de wet van Nernst? Hoe dan wel?

Ik kom naar dit forum voor HULP. Hzeil heeft al veel moeite gedaan om me wat inzicht bij te brengen. Ik ben er nog niet (sorry wellicht ben ik wat traag), maar dat komt wel.
Toch bedankt.

#10

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 19 december 2006 - 16:35

Ik probeer ook te helpen, hoor, maar me juist te beperken tot de eenvoudigste aspecten van het geheel. hzeil heeft een veel dieper begrip van dit specifieke probleem.

Jij stelde voor om de wet van Nernst te gebruiken. Als je dat wilt doen, dan moet je weten wat een redoxreactie is, en wat een halfreactie is! Zomaar blind invullen gaat niet goed! Net zomin als dat bij de wet van Newton of de wet van Ohm kan. Je moet eerst de achterliggende theorie beheersen.

De reactievergelijking die je probeert te beschrijven bestaat uit twee halfreacties. De twee halfreacties kun je zoals je hebt gedaan uit een tabel halen, en daarna moet je ze inderdaad optellen. Dat optellen moet je zo doen, dat de elektronen wegvallen: dat wil zeggen dat alle elektronen die in de ene halfreactie worden gevormd, door de omgekeerde andere halfreactie worden gebruikt.

Probeer je dat hier, dan zie je dat in die reactie ťťn van de metalen in ionvorm wordt gebruikt. En, zoals je zelf schreef: de concentraties van de ionen zijn beide nul. Hoop je. Dus kan die reactie niet vooruit, en niet achteruit lopen.

En dan komt het relaas van hzeil om de hoek!

#11

Barty

    Barty


  • 0 - 25 berichten
  • 7 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 19 december 2006 - 21:08

Bedankt rwwh,
ik weet wel niet of je gelijk hebt: op http://nl.wikipedia..../Wet_van_Nernst past men de wet toe op de halfreacties. En waarschuwt men op het einde dat niet zomaar de volledige reactie mag worden ingevuld.

Dat een reactie niet kan als ťťn van de concentraties nul is lijkt me ook niet te kloppen. Als je zwavelzuur in water doet dan is de concentratie in het prille begin ook nul: toch loopt die reactie.
H2SO4 + 2H2O -> 2H3O+ + SO42-.

Los daarvan ben ik nog niet zo gek veel verder.
Als ik een zink staaf en een ijzerstaaf in water steek; kan ik veel mogelijke reacties opschrijven. Toch is er maar eentje (of twee halve) juist. Hoe bepaal je dat?
Daarenboven is hzeil het zelfs niet eens met de uitkomst in mijn cursus.
Daar zegt men "zink lost op" terwijl hzeil zegt
"zoals je ziet spelen de vrije ionen Zn2+ en Fe2+ hier helemaal geen rol".

Zo moeilijk kan dat toch niet zijn denk ik dan.

Veranderd door Barty, 19 december 2006 - 21:10


#12

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 19 december 2006 - 23:22

De wet van Nernst wordt toegepast op halfreacties, maar halfreacties moeten altijd in paren verlopen: een heen, en de ander terug. Kan dat niet, dan is het geheel niet mogelijk.

Ik hoop voor de rest dat hzeil me corrigeert als ik het verkeerd zeg.

Wat hier gebeurt is vrij eenvoudig:

metaal + opgeloste zuurstof -> geoxideerd metaal (opgelost en als neerslag)

Dit kan aan alletwee de elektroden plaats vinden zolang er geen draadje tussen ligt.

Tot zover dus geen elektrochemische cel.

Nu gaan we een kortsluitdraad maken. En dan gaat het volgende gebeuren:

geoxideerd ijzer + zink -> ijzer + geoxideerd zink.

Dat is dus de som van je twee halfreacties.

In de praktijk (cathodische bescherming) zal bij goed contact tussen de twee metalen dus alleen de zinkstaaf oxideren. Aan de ijzerstaaf zal zuurstof wel worden gereduceerd, maar dat gebeurt door de aangevoerde elektronen door het draadje, en niet door elektronen die ijzeratomen afstaan.

#13

Barty

    Barty


  • 0 - 25 berichten
  • 7 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 20 december 2006 - 09:41

Hey bedankt rwwh,
spijtig genoeg heb ik het gevoel dat we in een kringetje draaien.
Je geeft de oplossing (zelfs twee: eentje in de praktijk en eentje ... ik zal ze maar in theorie noemen) zonder de achterliggende logica.

Ik kan hier zo een aantal mogelijke reacties opschrijven:
Fe3+ + e - -> Fe2+
O2 + 2 H2O + 4 e- -> 4 (OH)-
2H + + 2e - ->H2
Fe2+ + 2 e- ->Fe
Zn2+ + 2 e- ->Zn

Waarom zullen slechts bepaalde van die reacties plaatsvinden? En wat als ik andere metalen gebruik en als het water basisch is of zuur enz... .
Daar moet toch een soort logica achterzitten?

#14

Fuzzwood

    Fuzzwood


  • >5k berichten
  • 11101 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 20 december 2006 - 12:37

In feite heeft dit alles van doen met het principe van opofferingsmetalen die aan schepen enzo worden bevestigd om roest tegen te gaan. Alleen de grote blokken zink worden aangetast.

#15

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 20 december 2006 - 18:12

Zou je ook super- en subscript kunnen gebruiken?

Aan een chemische cel in evenwicht vinden alleen de twee halfreacties plaats die de grootste vrije energiewinst leveren per elektron, of die de minste energie kosten. Hier kun je je vast iets bij voorstellen: als er aan een elektrode twee kandidaatreacties mogelijk zijn, en je kiest de verkeerde, dan zou die halfreactie meteen daarna terugverlopen en de ander laten lopen. Een voorbeeld? Stel je voor dat je een elektrode maakt die half van zink en half van zilver is, en je laat een stroom lopen waardoor een oxidatie aan deze elektrode gaat plaatsvinden. Denk je dat de halfreactie Ag -> Ag+ + e- zal lopen? Ik denk het niet, want dan zou direct daarna de reactie 2Ag+ + Zn -> 2Ag + Zn2+ het edele zilver weer terugvormen.

Natuurlijk is dat pH afhankelijk als H+ of OH- in de halfreacties voorkomen, omdat die de elektrodepotentiaal dan beÔnvloeden. Daardoor kan de volgorde in het lijstje (gewoonlijk gesorteerd op normaalpotentialen, dus bij pH=0 of pH=14!) veranderen.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures