Springen naar inhoud

[Scheikunde] Titratie ijzer(II)-oplossing mbv. cerium(IV)


  • Log in om te kunnen reageren

#1

papaul87

    papaul87


  • 0 - 25 berichten
  • 12 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 december 2008 - 19:05

Dag mensen,

Ik zit met het volgende probleem, ik heb een opgave betreft elektrochemie waar ik niet helemaal uit weet te komen.

opgave:

Beschouw de titratie van 10 ml 0.01 mol/l ijzer(II)oplossing met 0.01 mol/l cerium(IV)oplossing. de reactie die plaatsvindt is:

Fe2+ + Ce4+ => Fe3+ + Ce3+

deze reactie verloopt kwantitatief naar rechts.

a. bereken de bronspanning na toevoegen van respectievelijk 5.00; 7.00; 9.00; 9.99; en 9.99 ml cerium(IV)oplossing.


nu snap ik niet hoe ik de bronspanning moet bereken met die verschillende hoeveelheden cerium(IV) oplossing.


kan iemand mij misschien helpen,

groetjes Paul

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

#2

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 11 december 2008 - 19:38

Je hebt een tabel van standaard elektrodepotentialen nodig uit Binas of bijvoorbeeld hier en je moet de Wet van Nernst gebruiken om de standaard Eo te corrigeren voor de echte concentraties van de ionen na toevoegen van ... ml ceriumoplossing.
Hydrogen economy is a Hype.

#3

papaul87

    papaul87


  • 0 - 25 berichten
  • 12 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 11 december 2008 - 19:48

klopt, ik weet dat ik de E waarden moet hebben en de wet van Nernst moet kennen.

maar toch kom ik er niet uit.
want ik weet wel hoe je normaal de bronspanning moet uitrekenen, maar in combinatie met verschillende volumes Ce(IV) krijg ik het niet voor elkaar om een goed antwoord te krijgen.

ik weet namelijk niet wat ik nu in dit geval in de log moet zetten.

zou je misschien eentje voor me uit kunnen werken.


vriendelijke groet Paul

#4

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 11 december 2008 - 20:45

In de tabel van standaard elektrodepotentialen staan alle halfreacties geschreven als oxidatiereacties:

Oxidator + n e ---> Reductor

In de wet van Nernst, zoals geschreven in die wikipedia link, wordt dat dus:

E = Eo - 0,0591/n * Log (Red/Ox)

Bijvoorbeeld:

Fe3+ + e ---> Fe2+ met Eo = 0,77 V

dus E = 0,77 - 0,0591/1 * Log ([Fe2+]/[Fe3+])

en

Ce4+ + e ---> Ce3+ met Eo = 1,44 V

dus E = 1,44 - 0,0591/1 * Log ([Ce3+]/[Ce4+])


Je kunt heel eenvoudig berekenen wat na x ml toegevoegde ceriumoplossing de diverse concentraties zijn want er is gegeven dat de reactie "kwantitatief naar rechts verloopt".

Veranderd door Fred F., 11 december 2008 - 20:47

Hydrogen economy is a Hype.

#5

ToonB

    ToonB


  • >250 berichten
  • 817 berichten
  • VIP

Geplaatst op 11 december 2008 - 21:35

Dit onderwerp past beter in het huiswerkforum en is daarom verplaatst.
"Beep...beep...beep...beep"
~Sputnik I

#6

robj

    robj


  • >100 berichten
  • 192 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2008 - 10:45

In de tabel van standaard elektrodepotentialen staan alle halfreacties geschreven als oxidatiereacties:

Oxidator + n e ---> Reductor

In de wet van Nernst, zoals geschreven in die wikipedia link, wordt dat dus:

E = Eo - 0,0591/n * Log (Red/Ox)

Bijvoorbeeld:

Fe3+ + e ---> Fe2+ met Eo = 0,77 V

dus E = 0,77 - 0,0591/1 * Log ([Fe2+]/[Fe3+])


De wet van Nernst wordt doorgaans geschreven als:

E = Eo + 0,0591/n * Log (Ox/Red)

Maar dat is wiskundig hetzelfde als de formule die door Fred gegeven is.

Je hebt in één oplossing twee redoxkoppels, nl die van Fe3+/Fe2+ en die van Ce4+/Ce3+
De potentialen (niet de bronspanning! zie voetnoot 2) van beide redoxkoppels zijn dan aan elkaar gelijk; een electrode kan nl maar één potentiaal hebben.
De potentiaal na toevoeging van 5 mL Ce4+ -oplossing kun je eigenlijk uit je hoofd uitrekenen, want als het toegevoegde Ce4+ kwantitatief reageert (dwz aflopend), heb je van de 0.10 mmol Fe2+ die aanvankelijk totaal aanwezig is 0.05 mmol omgezet in Fe3+. Er blijft dan 0.05 mmol Fe2+ over.
In de eindoplossing zit dus evenveel Fe2+ als Fe3+ dat wil zeggen de concentratieverhouding Fe3+/Fe2+ is gelijk aan 1, waardoor de log hiervan nul is.
De potentiaal is volgens Nernst hiermee gelijk aan 0.77 V (zijnde de Eo van het koppel Fe3+/Fe2+).

Je kunt ook de bijbehorende verhouding Ce4+/Ce3+ uitrekenen, door in de Nernst-vergelijking voor Ce4+/Ce3+ dezelfde potentiaal in te vullen (E = 0.77 V). Dan zie je dat Ce4+/Ce3+ = 10-16 (benadering) en dus is die reactie inderdaad aflopend.

Als je 7 mL Ce4+ -oplossing toevoegt werkt het ook zo.
Kijk met hoeveel Fe2+ je begint (nog steeds 10 mL x 0.01 M = 0.10 mmol). Dan hoeveel mmol Fe2+ er verdwijnt en hoeveel mmol Fe3+ er ontstaat.
Reken de concentratieverhouding Fe3+/Fe2+ uit en stop die weer in de Nernstvergelijking.
Voila!!

Noot 1:
Stel dat 99% van de Fe2+ -ionen hebben gereageerd tot Fe3+ , dan kun je uitrekenen (wederom door de potentialen van Fe3+/Fe2+ en Ce4+/Ce3+ aan elkaar gelijk te stellen), dat de concentratieverhouding Ce4+/Ce3+ nog altijd circa 10-14 is, dus inderdaad nog steeds aflopend.

Noot 2:
De bronspanning van een cel is gelijk aan het potentiaalverschil tussen de twee electroden van die cel (zonder dat de cel belast wordt, dwz er loopt geen stroom). Je kunt dus nooit de bronspanning van één halfreactie of electrode hebben. Men spreekt dan van de potentiaal van de electrode, dat is de bronspanning van de cel die je zou krijgen als je die electrode zou combineren met de zg standaard waterstofelectrode (die per definitie de potentiaal nul heeft).
Elektrochemici doen het vol spanning





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures