Springen naar inhoud

pH berekenen met de vergelijking van Nernst


  • Log in om te kunnen reageren

#1

SheldonCooper

    SheldonCooper


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 februari 2011 - 09:39

Ik heb een vraag over het berekenen van de pH d.m.v de wet van Nerst.
Voor degene die het boek hebben: Het is opdracht 17.12 uit McMurry and Fay (blz. 706)

De opdracht luid als volgt:
What is the pH of the solution in the anode compartment of the following cell if the measured cell potential at 25 oC is 0,28 V?
Pt(s)|H2(1 atm)|H+(? M)||Pb2+(1 M)|Pb(s)

Ik weet hoe ik de opdracht moet oplossen:
Waterstof zit aan de anode, en wordt geoxideerd. Lood zit aan de kathode, en wordt gereduceerd. De halfreacties zijn dus:
H2 -> 2H+ + 2e- (E0 = 0 V)
Pb2+ + 2e- -> Pb(s) (E0 = -0,13 V)

Je weet dat Ecell = EH2 -> H+ + EPb2+ -> Pb = 0,28 V
Aangezien EPb2+ -> Pb = -0,13 V, moet EH2 -> H+ wel 0,41 V zijn

Vervolgens vul je dat in de vergelijking van Nernst.
E = E0 - (0,0592/n)*log(Q), met [H+] als enige onbekende.
0,41 = (0) - (0,0592/2)*log((H+^2)/1)
Oplossen geeft [H+] = 1,187*10^-7 M, en dat geeft een pH van 6,9.
Dit antwoord klopt ook met wat het boek zegt.

Nu komt mijn vraag: Ik heb altijd geleerd dat een redoxreactie pas kan verlopen als E0oxidator + E0reductor > 0, terwijl dat bij deze cel niet opgaat. (-0,13 + 0 < 0)
Waarom staat er dan toch een spanning van 0,28 V op de cel? Is dit soms een elektrolyse cel? Of geld E0oxidator + E0reductor > 0 niet voor een pH meter?
Ik hoop dat iemand mij kan uitleggen waarom er in deze cel Řberhaupt 'iets' gebeurt.

Veranderd door SheldonCooper, 11 februari 2011 - 09:43

I'm not crazy; my mother had me tested.

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

#2

Ronnie_CF

    Ronnie_CF


  • >250 berichten
  • 723 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 11 februari 2011 - 09:47

Ik wist niet dat het verschil groter moest zijn dan nul eigenlijk...

Alleszins, als waterstof wordt geoxideerd en zink gereduceerd, dan heb je te maken met een elektrolytische cel en geen galvanisch element. De reactie is niet spontaan en zou moeten worden opgelegd via een aangelegde spanning.

#3

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 11 februari 2011 - 09:59

Nu komt mijn vraag: Ik heb altijd geleerd dat een redoxreactie pas kan verlopen als E0oxidator + E0reductor > 0, terwijl dat bij deze cel niet opgaat.


Dit klopt niet.
Volgens mij is het dat een redoxreactie pas kan verlopen als Eoxidator - Ereductor > 0.

De 0-en moeten weg. En dat is een wezenlijk verschil.
Merk ook dat ik jouw + heb veranderd in een -. Dat klopt ook in jouw redenering/berekening niet.


Aanvullend ter verklaring: E0 is de potentiaal bij een activiteit (concentratie) gelijk aan 1. In jouw cel is de activiteit van H+ in de anoderuimte niet 1, maar veel lager. Dat maakt dat de potentiaal van de waterstofelectrode afwijkt van de E0 (0 Volt). In dit geval is hij hoger.
En volgens mij is hij niet +0,41 V, maar +0,15 V.


Edit2: Nee, ik zeg het niet goed. In dit geval is hij lager. De potentiaal van de waterstofelectrode is -0,41 V. Het antwoord in jouw boek klopt, maar er zit een ┬┤-┬┤teken verkeerd in jouw Nernstformule.

Veranderd door Marjanne, 11 februari 2011 - 10:20


#4

SheldonCooper

    SheldonCooper


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 februari 2011 - 10:26

Volgens mij klopt de berekening. Precies gezien kom ik uit op een pH van 6,926. Het antwoord volgens het boek moet zijn pH 6,9. Volgens mij gewoon een afrondfoutje.

Volgens mij klopt E0oxidator + E0reductor > 0
Ik zit in het eerste jaar van de opleiding HLO Chemie aan de Hogeschool Utrecht.
Bij ons werd in het eerste semester veel lesgegeven aan de hand van powerpoints.
Ik copy-paste nu uit de powerpoint die de docent heeft gebruikt bij Chemische en Biochemische Analyse. (een vak dat ik in het eerste semester kreeg)


Onthouden:

Een redox-reactie
verloopt alleen als geldt:

E0cell = E0ox + E0red  >  0

I'm not crazy; my mother had me tested.

#5

SheldonCooper

    SheldonCooper


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 februari 2011 - 10:31

Nee, ik zeg het niet goed. In dit geval is hij lager. De potentiaal van de waterstofelectrode is -0,41 V. Het antwoord in jouw boek klopt, maar er zit een ┬┤-┬┤teken verkeerd in jouw Nernstformule.

Ik geloof niet dat ik je helemaal kan volgen.
Elektrochemie is altijd al mijn zwakke punt geweest, dus ik acht het zeer waarschijnlijk dat ik iets fout heb gedaan.
Waar precies zit er een '-' teken verkeerd?
I'm not crazy; my mother had me tested.

#6

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 11 februari 2011 - 10:37

F2(g) + 2 e- --> 2 F- +2,87 V
Li+ + e- --> Li(s) -3,05 V

Hoe werkt die stelling dan in deze twee halfreacties?
Bovenste reactie naar rechts, onderste naar links. Hoe vul je de twee E┬┤s dan in in jouw formule, m.a.w. ┬┤loopt┬┤ die reactie?

Het kan nl. zijn dat jij Ereductor anders interpreteert en invult dan ik.

#7

SheldonCooper

    SheldonCooper


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 februari 2011 - 10:47

F2(g) + 2 e- --> 2 F-    +2,87 V
Li+ + e- --> Li(s)                            -3,05 V

Hoe werkt die stelling dan in deze twee halfreacties?
Bovenste reactie naar rechts, onderste naar links. Hoe vul je de twee E┬┤s dan in in jouw formule, m.a.w. ┬┤loopt┬┤ die reactie?

Het kan nl. zijn dat jij Ereductor anders interpreteert en invult dan ik.

Bij deze reactie 'loopt' volgens de stelling wel.

Li+ + e- --> Li(s) (-3,05 V)

Maar -3,05 geldt als Li wordt gereduceerd. De reactie gaat naar links, dus wordt Li geoxideerd, en geldt +3,05.

Li (s) --> Li+ + e- (+3,05 V )


De reactie 'loopt' wel, want: 3,05 + 2,87 > 0
I'm not crazy; my mother had me tested.

#8

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 11 februari 2011 - 10:54

OK, dat is inderdaad precies andersom als ik redeneer, maar omdat je het teken verandert, klopt het weer wel. Hou maar zo aan zoals je het hebt geleerd.

Alleen die 0 klopt niet.

Het is niet zo dat een reactie alleen loopt als in jouw stelling de som van de standaardpotentialen E0 groter is dan nul. Als de concentratie van een deelnemend reagens lager of hoger wordt, dan verandert de halfpotentiaal van die reactie. Dat kan net het verschil uitmaken of een reactie nu wel of niet loopt.

In jouw cel loopt de reactie vanwege het feit dat de H+-concentratie zo laag is. Zou deze hoger zijn geweest, dan loopt de reactie niet. Wordt hij voldoende hoog, dan zou zelfs de omgekeerde reactie gaan plaatsvinden, waarbij het vaste lood juist wordt opgelost en H+ wordt gereduceerd tot H2.

Het staat niet correct in die powerpoint van je docent.

#9

SheldonCooper

    SheldonCooper


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 februari 2011 - 12:52

OK, dat is inderdaad precies andersom als ik redeneer, maar omdat je het teken verandert, klopt het weer wel. Hou maar zo aan zoals je het hebt geleerd.

Oke, als ik de regels aanhoud die ik heb geleerd, kom ik op de volgende beredenering:
De reden waarom er spanning staat op de cel, is omdat de reactie H2 + Pb2+ --> Pb + 2H+ 'loopt' is omdat er een hele kleine concentratie [H+] is.
Daardoor wordt het potentiaal van waterstof groter dan +0,13, waardoor de Ecell groter wordt dan 0, waardoor de reactie 'loopt'.

Het enige waar ik nu tegenaan loop is het volgende: Je gebruikt deze berekening om de pH te berekenen.
Maar als de reactie gaat 'lopen', dan veranderd de [H+], en daarmee ook de pH.(?)

Het staat niet correct in die powerpoint van je docent.

Ik zal de docent er zeker op aanspreken.
I'm not crazy; my mother had me tested.

#10

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 11 februari 2011 - 15:02

Laten we de boel even op een rijtje zetten:

De potentiaal van de cel is 0,28 V.

De halfpotentiaal aan de loodelectrode is -0,13 V. Aan deze electrode vindt de reductie van Pb2+ plaats. Dit is de kathode, de plus.

Dit betekent dat de halfpotentiaal van de waterstofelectrode, de anode of min, gelijk is aan -0,41 V.

Het verschil is 0,28 V, zoals gegeven.

Voor de Nernstvergelijking geldt voor de waterstofelectrode:

E= E0 + 0,0591/2 * log([H+]2/[H2])

De vergelijking wordt dan:

-0,41 = 0 + 0,0591/2*log([H+]2/[H2])

Dan volgt inderdaad dat de pH 6,9 is.

Als de reactie gaat lopen, neemt de [H+] toe. De pH neemt dus af. Ook de celpotentiaal neemt dan af (wordt kleiner dan 0,28 V) tot de reactie stopt als hij 0 V is.

(In werkelijkheid stopt hij iets eerder omdat er altijd wat potentiaal nodig is om een reactie te laten lopen, maar dat wordt wel erg moeilijk op dit moment).

#11

SheldonCooper

    SheldonCooper


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 februari 2011 - 17:19

Oke, dus een redox verloopt spontaan als Eoxidator - Ereductor > 0. (waarbij Eox en Ered het reductiepotentiaal is.)
Daarom verloopt deze reactie dus wel. Want (-0,13)-(-0,41)=0,28.

Maar bereken je dan het celpotentiaal ook via de formule Ecel = Eoxidator - Ereductor?

En is het dan misschien dat de regel dat een redox alleen spontaan verloopt als Ecell>0 wel klopt? (waarbij je Ecell berekend volgens Ecel = Eoxidator - Ereductor?)


(Met iedere E die hierboven staat word dan het reductiepotentiaal bedoeld.)
------------------------------------------

Ik heb trouwens al gevonden waar de verwarring in zit:

Onthouden:

Een redox-reactie
verloopt alleen als geldt:

E0cell = E0ox + E0red  >  0


Ze bedoelen hiermee dat de som van het standaard oxidatiepotentiaal (E0ox) bij de anode, en het standaard reductiepotentiaal (E0red) aan de kathode groter moet zijn dan nul.


Jij rekent dus steeds met reductiepotentialen, volgens de regel Ecel =Eoxidator - Ereductor > 0 (waarbij E steeds het reductiepotentiaal is)

Terwijl ik reken volgens de regel Ecell = Eox + Ered > 0 (waarbij je een oxidatiepotentiaal hebt, en een reductiepotentiaal)

Beide methode's zijn correct (want we kwamen beide op pH=6,9), je moet ze alleen niet door elkaar heen gebruiken.
I'm not crazy; my mother had me tested.

#12

Ronnie_CF

    Ronnie_CF


  • >250 berichten
  • 723 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 11 februari 2011 - 18:12

Je "moet" (IUPAC convensie?) werken met de standaardreductiepotentiaal!

Vind dat wel een vreemd regeltje wat betreft het verschil. Dit zou willen zeggen dat Lithium niet ioniseert in water... ?


EDIT: geldt dit regeltje trouwens ook bij elektrolyse?

Veranderd door Ronnie, 11 februari 2011 - 18:15


#13

SheldonCooper

    SheldonCooper


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 februari 2011 - 19:29

Je "moet" (IUPAC convensie?) werken met de standaardreductiepotentiaal!

Vind dat wel een vreemd regeltje wat betreft het verschil. Dit zou willen zeggen dat Lithium niet ioniseert in water... ?


EDIT: geldt dit regeltje trouwens ook bij elektrolyse?

Ja, ik vond het ook verwarrend dat ze werken met een oxidatiepotentiaal.
Nogmaals, ik zal de docent erop aanspreken.
Het is vreemd, dat ze met twee maten meten. Ze gebruiken twee verschillende eenheden voor dezelfde grootheid, in een formule.

Nee, het geldt niet bij elektrolyse, want elektrolyse gebruik je juist voor reacties die normaal gesproken niet spontaan gebeuren.

EDIT

Dit zou willen zeggen dat Lithium niet ioniseert in water... ?


Jawel. Volgens de (vreemde en zeer verwarrende) regel, kan Lithium wel ioniseren in water. (Als je uit gaat van standaard omstandigheden)
Kijk maar:
2 Li(s) + 2 H2O -> 2 LiOH (aq) + H2(g)

met halfreactie: Li+ + e- -> Li(s) met een standaard reductiepotentiaal van -3,05 V, maar deze reactie gaat naar links, en is dus aan de anode. Dus moet je volgens de regel het standaard oxidatie potentiaal nemen. En dat is +3,05 V.

De andere halfreactie is 2H2O(l) + 2e- -> H2 + 2OH-. Met een standaard reductiepotentiaal van -0,828 V.

En 3,05+ (-0,828) > 0.
Maar je moet het bovenstaande maar snel vergeten, want het is niet wetenschappelijk verantwoord!!!

Veranderd door SheldonCooper, 11 februari 2011 - 19:54

I'm not crazy; my mother had me tested.

#14

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 12 februari 2011 - 10:47

Heel die termen oxidatie- en reductiepotentiaal zeggen mij niets.
Ik vind het ook zeer verwarrend, dat rekenen met halfpotentialen die ineens van teken veranderen omdat het een oxidatiepotentiaal of juist reductiepotentiaal zou worden.

In een galvanische cel heb je twee redoxkoppels, een aan elke electrode.
Stel als voorbeeld een cel met aan de ene kant een koperelectrode met CuSO4 in de oplossing en aan de andere kant een zinkelectrode met ZnSO4 in de oplossing.
Stel voor het gemak dat alle concentraties 1 zijn.
De halfreacties waar je mee te maken hebt zijn:

Zn2+ + 2e- --> Zn standaardpotentiaal: -0,76 V
Cu2+ + 2e- --> Cu standaardpotentiaal +0,34 V

Het Cu/Cu2+-koppel heeft de hoogste potentiaal. Hier zal de reductie plaatsvinden.

De overallreactie is dan:

Zn + Cu2+ --> Zn2+ + Cu

De stroomloze celspanning is 0,34 - (-0,76) = 1,1 V

Deze potentiaal is hoog genoeg. Als je de cel extern zou kortsluiten, dan "loopt de reactie".

SheldonCooper, klopt dit met wat jij heb geleerd?

Veranderd door Marjanne, 12 februari 2011 - 10:49


#15

SheldonCooper

    SheldonCooper


  • >25 berichten
  • 74 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 12 februari 2011 - 12:38

SheldonCooper, klopt dit met wat jij heb geleerd?

In essentie klopt dit inderdaad met wat ik geleerd hebt.
Het toeval wil dat in de powerpoint die ik heb gekregen, exact hetzelfde voorbeeld wordt gegeven: een galvanische cel met standaardomstandigheden met zink- en koperelektrodes en koper- en zinksulfaatoplossingen.

En ik citeer uit de bekende powerpoint (Marjanne, als je wilt kan ik de powerpoint wel naar je mailen)

In elk tabellenboek worden alleen de standaard-reductie-
potentialen weergegeven.

Als de reactie de andere kant oploopt, moet de standaard
oxidatie-potentiaal berekend worden uit de standaard-
reductie-potentiaal :

          E0ox = - E0red


Zn geoxideerd aan de anode; Cu2+ gereduceerd aan de kathode:

            Zn  │  Zn2+  ║  Cu 2+  │  Cu  │  Pt
                  ox                        red
              E0 = -(- 0.76)V      E0 = 0,34V.


E0cell = E0ox +  E0red  =  0,76 + 0,34 =  1,10 V


Als je dit uitwerkt dan kom je dus ook uit op 1,10 V.

Dit is omdat als je aanneemt dat E0ox = - E0red
Dat je dan kunt zeggen dat 0,34 - (-0,76) = 1,1 V, hetzelfde is als 0,34 + 0,76 = 1,1 V.

Maar ik vind jouw methode beter, want die is blijkbaar meer geaccepteerd binnen de wetenschap, en leidt daarvoor niet tot zoveel verwarring.
Vanaf nu 'vergeet' ik het oxidatiepotentiaal, en werk ik gewoon met reductiepotentialen
I'm not crazy; my mother had me tested.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures