n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Bramtico

Beste Mensen,

Hierbij een vraagje over n, zoals deze wordt gebruikt in de vergelijking delta-G=-n*F*E of bijv. in de Nernst-vergelijking.

Ik heb enige twijfels over welke 'aantal electronen' in de reaction precies worden bedoelt, en nu heeft mijn textbook net geen voorbeeld om mijn twijfels kort te sluiten. Het gaat dus om wat er precies voor n moet worden ingevult, in bijv de volgende reactie:

2 Au3+(aq) + 3 Zn(s) ---> 2 Au (s) + 3 Zn2+

De half-vergelijkingen zijn dus als volgt:

Au3+ + 3e- ---> Au twee maal om electronen uit te cancelen

Zn(s) ---> Zn2+ + 2e- drie maal

Welke waarde moet ik nu voor n gebruiken? drie of zes? Ik denk zes, maar het stomme is dat ik dit dus nergens met 100% zekerheid kan vinden.

Bij voorbaad dank voor de hulp, weltrusten,

grtn, Bram

hzeil

Bij het evenwicht tussen goud en de auri-ionen is n gelijk aan 3 equivalenten per mol.

Bij het evenwicht tussen zink en zinkionen is n gelijk aan 2 equivalenten per mol.

Let op dat n dus een dimensie heeft en geen onbenoemd getal is. H.Zeilmaker

Bramtico

hzeil schreef:Bij het evenwicht tussen goud en de auri-ionen is n gelijk aan 3 equivalenten per mol.

Bij het evenwicht tussen zink en zinkionen is n gelijk aan 2 equivalenten per mol.

Let op dat n dus een dimensie heeft en geen onbenoemd getal is. H.Zeilmaker

Hartelijk dank voor uw reactie.. Maar ok, ik kan hier dus uit concluderen dat aangezien de n equivalenten per mol is, er dus 3x2=6 electronen worden uigewisseld in de totale vergelijking? Want daar gaat het uiteindelijk natuurlijk om.

hzeil

Ja, als je in de reaktievergelijking meer moleculen tegelijk wilt meenemen kan dat natuurlijk. Van de 2 en 3 kun je eventueel zelfs 20 en 30 maken en dan zijn er nog meer electronen bij betrokken.

Maar voor de wet van Nernst maakt dat allemaal niet uit. In de concentraties komen de coefficienten voor als exponenten. En via de logarithme komen die exponenten weer voor de factor RT/nF terecht. En aangezien n dan ook tien maal zo groot wordt valt die factor tien zo weer helemaal weg.

Tijdens de reaktie die U opschrijft is er geen evenwicht.

Als je de potentiaal tijdens het verloop van deze reaktie meet, meet je een mengpotentiaal die je niet als een Nernstpotentiaal kunt berekenen. Wel als de reaktie voorbij is. Dan kun je voor beide redox-koppels twee Nernstpotentialen definieren. Die twee zijn aan elkaar gelijk. Dat moet ook wel anders zou de reaktie nog niet afgelopen zijn ! hzeil

Bramtico

Als je de potentiaal tijdens het verloop van deze reaktie meet, meet je een mengpotentiaal die je niet als een Nernstpotentiaal kunt berekenen. Wel als de reaktie voorbij is. Dan kun je voor beide redox-koppels twee Nernstpotentialen definieren. Die twee zijn aan elkaar gelijk. Dat moet ook wel anders zou de reaktie nog niet afgelopen zijn ! hzeil

Wederom bedankt voor het antwoord. Helaas blijkt hier te gelden dat hoe weet ik weet, hoe meer vragen ik heb.. Want, deze laatste toevoeging roept toch weer vragen in mij op: waarom zou ik de potentiaal van deze voorbeeld cel niet kunnen berekenen??

2 Au3+(aq) + 3 Zn(s) ---> 2 Au (s) + 3 Zn2+

Eerst het cell-potential onder standard-omstandigheden:

E0cell = E0red-cath - E0red-anod

= 1.50 - - 0.76

= 2.26 V

Dan de Q berekenen, laten we bijvoorbeerd uitgaan van bijv. een 1.0 M Au(NO3)3 oplossing en een 0.02 M Zn(NO3)2 oplossing. Dan:

Q= [Zn2+]^3 / [Au3+]^2

Q= (0.02)^3 / (1.0)^2

= 1x10^-6

Dit vullen we in in de Nernst-vergelijking (voor 25C):

Ecell = E0cell - 0.0592 / n * log Q

= 2.26 - 0.0592 / 6 * log (1x10^-6)

= 2.31 V

off.. aha.. U bedoelt dat ik dit niet kan berekenen omdat de concentraties [au3+] blijft dalen en [zn2+] blijft stijgen, en ik dus om een gegeven moment niet weet wat de concentraties zijn? of?

hzeil

In Uw laatste twee regels schetst U zelf al het probleem. Bovendien is Uw reaktie veel te moeilijk. Driewaardig goud complexeert heel sterk met anionen. En U moet konkreet aangeven wat U bedoelt met een celpotentiaal. U bedoelt: Ik steek een goudelektrode en een zinkelectrode naast elkaar in dit reagerende mengsel en meet met een voltmeter het potentiaalverschil tussen beide metalen.

Maar dan zult U merken dat U geen konstante waarde kunt meten voor de reaktie is afgelopen.

Hoe dan wel? Antwoord: Kies een eenvoudig en langzaam reagerend syteem.

Een zuivere zinkelectrode in 1M ZnSO4, een beetje aangezuurd met zwavelzuur tot pH=1 of daar in de buurt. Meet die pH. Dan kent U beide concentraties, voor Zn(2+) en voor H(+)

Reaktie: Zn + 2H(+) ----) Zn(2+) + H2

Dit systeem reageert heel langzaam door de hoge waterstofoverspanning aan zink.

Meet de poteniaal van het zink t.o.v een verzadigde calomelelectrode en reken die om t.o.v. de normaalwaterstofelectrode.

Bereken nu tweemaal een Nernst potentiaal voor twee evenwichten:

1. H2/H+ en

2. Zn/Zn(2+)

Met de standaard of normaalpotentialen die U uit binas haalt.

Daar komen twee verschillende waarden uit. Vergelijk die met Uw gemeten waarde die U heeft omgerekend naar NHE (=normal hydrogen electrode)

Mijn voorspelling: Uw gemeten waarde ligt dan tussen beide berekende waarden in. Ik denk: dichter bij de berekende waarde voor Zn/Zn(2+) dan voor H2/H(+)

U heeft dan twee theoretische Nernstpotentialen vergeleken met een gemeten mengpotentiaal die kinetisch bepaald is, tijdsafhankelijk is en niet met een wet van Nernst te berekenen is. Uw twee berekende Nernstpotentialen geven als het ware de begrenzingen aan waartussen Uw gemeten mengpotentiaal zich kan bewegen .

We nemen aan dat de reaktie zo langzaam is dat de concentraties in oplossing niet veranderen tijdens het experiment. U kunt bij Uw uitleg verwarring vermijden door

theorie en experiment strikt van elkaar te scheiden.

Door de eenvoud van dit systeem kunt U de principes waar het om gaat beter uitleggen. H.Zeilmaker

Bramtico

OK, hartelijk bedankt voor uw uitleg. Het is me duidelijk.

Dat goud was ook een stom voorbeeld, ik trok gewoon iets uit een tabel, maar had natuurlijk wat beter na moeten denken

Bramtico

Nog een gerelateerde vraag.. Gooi hem maar in dit topic er bij..

Stel je maakt een galvanic cell met een porreuze glas filter in het midden, bijvoorbeeld: Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu (s)

met || als een grote porreuze glas filter. Hoe werkt zo'n glas-filter dan precies?

Of eingelijk wat ik me afvraag: Waarom migreren de Cu2+ ionen niet door dat ding heen naar de Zn(s) electrode om zo de hele boel kort te sluiten?

- Is zo'n filter zo specifiek dat hij alleen maar bijv. kleinere ionen door laat?

- In het voor zo'n cell veel makkelijker om de electronen door een draadje te sturen met als gevolg dat het Zn/Zn2+ compartement al snel positief is en alleen nog maar anionen wilt aantrekken?

hzeil

Het glasfilter in de Danielcel die U noemt dient om de menging tussen CuSO4 en ZnSO4 te verhinderen en toch een electrisch contact te hebben tussen beide halfcellen. Dat is natuurlijk een compromis. Een klein beetje menging is niet te vermijden. Je moet het zien als een bundel parallelle capillairen die niet ionselectief is. Dus alle ionen kunnen er door migratie doorheen. De koperionen die , ongewenst, toch via dit filter in de ZnSO4 oplossing komen komen tenslotte als kopermetaal op de zinkelectrode. Dat kun je zien als een kortsluiting. Om deze reden worden batterijen met twee gescheiden electrolieten niet meer gebruikt.

Er zijn bij een batterij of accu dus twee soorten kortsluiting:

1. Op de bekende manier door electrisch kontakt via de polen, door een metaal bijvoorbeeld.

2. Via een redoxsysteem in de electroliet.

Stel U vult de accu van Uw auto abusievelijk bij met ijzerhoudend water. Dan zorgt het ferri/ferro redoxkoppel voor inwendige kortsluiting. De ferri-ionen die aan de PbO2 electrode geweest zijn worden aan de Pb electrode gereduceerd tot ferro-ionen. Gaan daarna weer naar de PbO2 electrode om te worden geoxydeerd etc. etc. Dit kunt U vermijden door zuiver water te gebruiken. Echter kortsluiting door waterelectrolyse kunt U niet vermijden. De celspanning is 2.0 Volt terwijl de waterelectrolyse al begint bij 1.23 Volt. Een accu in rust produceert dus altijd wat knalgas. H2 aan de min-pool en O2 aan de plus-pool. Dat gaat door tot de celspanning 1.23 Volt is. Maar dan kun je hem wel inruilen want dan zijn beide platen onomkeerbaar gesulfateerd. Daarom moet je een ongebruikte accu toch af en toe opladen. H.Zeilmaker.

Bramtico

Wederon hartelijk bedankt voor uw reactie! Het is me duidelijk!

Wetenschapsforum

Laatste berichten

Nieuwsberichten

n; "aantal electronen transferred in the reaction"

n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Re: n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Re: n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Re: n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Re: n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Re: n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Re: n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Re: n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Re: n; "aantal electronen transferred in the reaction"

Re: n; "aantal electronen transferred in the reaction"