Springen naar inhoud

Reductie van zuurstof en ozon


  • Log in om te kunnen reageren

#1

carbokathy

    carbokathy


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 03 januari 2014 - 12:09

Het verschil in standaard potentiaal van de reductie van zuurstof in zuur en in basisch milieu is hetzelfde als dat van ozon (nl. 0.83 V). Hoe komt dit?

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 03 januari 2014 - 18:21

Je bent de verschillen tussen twee reacties als potentiaal aan het uitdrukken? Twee halfreacties? Over twee halfreacties samen weten we wel iets: kun je de totaalreactie eens opmaken? Voor je zuurstofpaar en voor je ozonpaar? Wat zie je dan?

#3

carbokathy

    carbokathy


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 04 januari 2014 - 12:14

Reductie van ozon:
-zuur milieu: O3 + 2(H+) + 2 (e-) --> O2 + H2O
-basisch milieu: O3 + H2O + 2(e-) --> O2 + 2(OH-)
--> verschil in standaardpotentiaal = 0.83V
Reductie van zuurstofgas:
-zuur milieu: O2 + 4(H+) + 4(e-) --> 2H2O
-basisch milieu: O2 + 2H2O + 4(e-) --> 4(OH-)
--> verschil in standaardpotentiaal = 0.83V
Waarom is dit hetzelfde?

#4

Margriet

    Margriet


  • >1k berichten
  • 2145 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 04 januari 2014 - 15:12

Veronderstelling, gokje dus.

In beide halfreacties komt 2H+ voor.

Voor de wet van nernst, E = E0 - 0,06/2 log Q, geldt dat als alle concentraties en dus ook die van H+ gelijk zijn aan 1M dat Q = 1 en 0,06/2 log Q = 0

Als je dan [H+] =1 voor zuur milieu verandert in [H+] = 10-14 voor basisch milieu wordt de conentratiebreuk:

Q= 1/[H+]2 = 1/ 10-28.

En - 0,06/2 log Q wordt dan -0,84.

Mogelijk is dat de verklaring dat voor beide het verschil tussen zuur en basisch milieu 0,84 V bedraagt. Maar nogmaals eigen bedenksel, ik heb dus geen literatuurverwijzingen.

Veranderd door Margriet, 04 januari 2014 - 15:31


#5

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 04 januari 2014 - 16:10

Het is heel simpel: eigenlijk is het in beide gevallen dezelfde reactie, alleen bij een andere pH. De enige bijdrage tot de spanning is dus de concentratieveranderingen. Je kunt dit ook zien als je de volgende stap zet bij het maken van de celreactie: de halfreacties bij elkaar tellen: zuurstof valt er dan uit en je houdt het waterevenwicht over. In beide gevallen. De spanning is dan dus de spanning die hoort bij de vrije energie van het waterevenwicht bij hypothetische condities dat zowel hydroxide als waterstofionen bij 1 molair concentratie zitten.

#6

carbokathy

    carbokathy


  • 0 - 25 berichten
  • 3 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 04 januari 2014 - 16:26

ja, dat zou wel eens kunnen.
Bedankt voor je hulp!!





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures