HOOFDSTUK 16: HET OXIDOREDUCTIE-EVENWICHT EN ELEKTROCHEMIE
De ligging van een oxidoreductiereactie in evenwicht hangt af van de oxiderende
en reducerende eigenschappen van de redoxkoppels.
1. Redoxreacties in een galvanische cel
In een elektrochemische cel wordt de energie van een oxidoreductiereactie omgezet
in elektrische arbeid of omgekeerd.
- Oxidoreductiereactie:
Een reactie waarbij elektronen worden uitgewisseld tussen twee redoxkoppels. De
reactie kan worden opgesplitst in een oxidatie- en een reductiehalfreactie.
Uitwisseling van elektronen kan rechtstreeks: bv zinkplaatje in koperoplossing:
Koper is de oxidator en zal elektronen van zink opnemen, zinkplaatje wordt smaller
- De galvanische cel:
Maar uitwisseling ook mogelijk door niet-rechstreeks contact:
Dit gebeurt in een galvanische cel. De uitwisseling van elektronen gebeurt dan via
een uitwendig circuit.
- Zoutbrug: gevuld met elektrolytoplossing die elektrisch contact maakt met de
oplossingen
- Elektrodes: telkens de reductor, zijn verbonden door elektrisch circuit, anders
kan er geen reactie optreden.
krao
- KATHODE: reductie (kant van zink)
, - ANODE: oxidatie (kant van koper)
In elk compartiment treden er halfreacties op:
Zn → Zn2+ + 2e- zink wordt geoxideerd en geeft elektronen af
Deze elektronen (van de kathode) worden naar koper gebracht waar ze zorgen voor de
reductie:
Cu2+ + 2e- → Cu
Kathode heeft meer positieve potentiaal dan de anode : potentiaalverschil tussen de
twee elektroden = celpotentiaal Ecel (V)
De standaardcelpotentiaal E°cel is de potentiaal van een cel die in
standaardomstandigheden werkt.
Door het transport aan elektronen onstaat er een ladingsonevenwicht tussen de twee
compartimenten. Het evenwicht kan hersteld worden door een transport van ionen
doorheen de zoutbrug. Kationen gaan van de anode naar de kathode en anionen gaan
van de kathode naar de anode.
- De elektrische arbeid en de vrije energie
elektrische arbeid = lading x potentiaalverschil
elektrische arbeid = -nFEcel
met F de constante van Faraday (96.500 Coulomb, lading van één mol elektronen), n
= aantal mol elektronen
De arbeid is negatief : systeem geeft energie af als arbeid wordt geleverd.
Deze elektrische arbeid kan in verband gebracht worden met de vrije
energieverandering ten gevolge van de celreactie:
ΔG = ΔH –TΔS = ΔU + pΔV –TΔS = q + w + pΔV -TΔS
w kan worden opgesplitst in expansie-arbeid (-pexΔV) en elektrische arbeid (wel).
Als de uitwendige druk pex steeds gelijk is aan de druk van het systeem (p) en als we
de uitgewisselde warmte q gelijkstellen aan TΔS dan kunnen we vereenvoudigen.
ΔG = TΔS + (-pexΔV) + wel + pΔV –TΔS = wel dus ΔG = -nFEcel
n = aantal mol elektronen dat wordt uitgewisseld tussen de elektroden
In standaardomstandigheden : ΔG° = -nFE°cel
De ligging van een oxidoreductiereactie in evenwicht hangt af van de oxiderende
en reducerende eigenschappen van de redoxkoppels.
1. Redoxreacties in een galvanische cel
In een elektrochemische cel wordt de energie van een oxidoreductiereactie omgezet
in elektrische arbeid of omgekeerd.
- Oxidoreductiereactie:
Een reactie waarbij elektronen worden uitgewisseld tussen twee redoxkoppels. De
reactie kan worden opgesplitst in een oxidatie- en een reductiehalfreactie.
Uitwisseling van elektronen kan rechtstreeks: bv zinkplaatje in koperoplossing:
Koper is de oxidator en zal elektronen van zink opnemen, zinkplaatje wordt smaller
- De galvanische cel:
Maar uitwisseling ook mogelijk door niet-rechstreeks contact:
Dit gebeurt in een galvanische cel. De uitwisseling van elektronen gebeurt dan via
een uitwendig circuit.
- Zoutbrug: gevuld met elektrolytoplossing die elektrisch contact maakt met de
oplossingen
- Elektrodes: telkens de reductor, zijn verbonden door elektrisch circuit, anders
kan er geen reactie optreden.
krao
- KATHODE: reductie (kant van zink)
, - ANODE: oxidatie (kant van koper)
In elk compartiment treden er halfreacties op:
Zn → Zn2+ + 2e- zink wordt geoxideerd en geeft elektronen af
Deze elektronen (van de kathode) worden naar koper gebracht waar ze zorgen voor de
reductie:
Cu2+ + 2e- → Cu
Kathode heeft meer positieve potentiaal dan de anode : potentiaalverschil tussen de
twee elektroden = celpotentiaal Ecel (V)
De standaardcelpotentiaal E°cel is de potentiaal van een cel die in
standaardomstandigheden werkt.
Door het transport aan elektronen onstaat er een ladingsonevenwicht tussen de twee
compartimenten. Het evenwicht kan hersteld worden door een transport van ionen
doorheen de zoutbrug. Kationen gaan van de anode naar de kathode en anionen gaan
van de kathode naar de anode.
- De elektrische arbeid en de vrije energie
elektrische arbeid = lading x potentiaalverschil
elektrische arbeid = -nFEcel
met F de constante van Faraday (96.500 Coulomb, lading van één mol elektronen), n
= aantal mol elektronen
De arbeid is negatief : systeem geeft energie af als arbeid wordt geleverd.
Deze elektrische arbeid kan in verband gebracht worden met de vrije
energieverandering ten gevolge van de celreactie:
ΔG = ΔH –TΔS = ΔU + pΔV –TΔS = q + w + pΔV -TΔS
w kan worden opgesplitst in expansie-arbeid (-pexΔV) en elektrische arbeid (wel).
Als de uitwendige druk pex steeds gelijk is aan de druk van het systeem (p) en als we
de uitgewisselde warmte q gelijkstellen aan TΔS dan kunnen we vereenvoudigen.
ΔG = TΔS + (-pexΔV) + wel + pΔV –TΔS = wel dus ΔG = -nFEcel
n = aantal mol elektronen dat wordt uitgewisseld tussen de elektroden
In standaardomstandigheden : ΔG° = -nFE°cel
