1.10 elektrochemie Flashcards
galvanische cellen
= 2 cellen met elk 1 deelreactie
= spontane reactie
notatie: elektrode/oxidatie//reductie/elektrode
-> inwendige verbinding = zoutbrug
functie: ladingen gelijk houden
-> uitwendige verbinding = geleider verbonden met elektrode
functie: anode/oxidatie -> e- (spanning) -> kathode/reductie
elektrode kan actief & inert zijn
anode kathode
oxidatiehalfcel reductiehalfcel
reductor oxidator
negatief positief
laagste E0 hoogste E0
ontvangt - ionen ontvangt + ionen
elektromotorische kracht
anode = oxidatie: e- komt vrij
kathode = reductie: e- nodig
= elektronendruk
= celspanning
zolang spontane reactie
= elektrisch potentiaal = volt =V = J/c
E0 = Ekat-Ean
-> als E>0 dan spontane reactie
celspanning = verschil tussen halfcel reductiepotentialen
standaarcelspanning = celspanning bij standaardomstandigheden = 1M & 25°c
elektrodepotentialen
= halfcelpotentialen
referentie = 0,00V
standaard-waterstofelektrode
E0 H+/H2O met p = 1 Bar, H+ = 1M & T = 25°c
-> elektropotentialen = experimenteel van ander helfcellen onder standaardomstandighedn
toepasssing:
lagere waarde = betere reductor = zal oxidatie zijn
hogere waarde = betere oxidator = zal reductie zijn
formules celspanning
ΔG0 ≈ K: ΔG0 = -RTlnK
E0cel ≈ K: E0cel = RTlnK / nF
–> niet in boekje
ΔG0 ≈ E0cel : ΔG0 = -E0cel nF
K ≈ E0cel: log K = nE0cel/0,059V
–> in boekje
invloed van conctentratie
= vergelijking van Nerst
E = E0 - 0,059V/n log Q
–> IN BOEKJE
-> Q zowel als c & p
concentratiecellen
= 2 halfcellen met dezelfde componenten maar andere concentraties
= verschil door ΔQ
elektrochemie medisch toegepast
1) biologische conenctratiecellen
= concentratieverschillen tussen 2 kanten van een membraam
vb: rustmembraanpotentiaal
= aanleiding tot impulsen & activatie van cellen door veranderingen
2) standaardreductiepotetialen in biologische systemen
standaardwaarden chemische reacties
pH = 0, 1M H+
standaarwaarden fysiologische reacties
pH = 7, 10^-7 M H+
