Elektrokemi: skillnad mellan elektrodpotential och standardelektrodpotential?

Om koncentrationerna av de lösta jonerna är något annat än 1 mol/dm3, och om trycket för eventuella gaser är något annat än 1 atm kan du inte använda värdet på E0 utan behöver räkna om det till E.  

Ekvationen för E0 och E är typ identiska, står det inte tex $E=E^o-E^o=0$ i Nernts lag isåfall?

Qetsiyah skrev:

Ekvationen för E0 och E är typ identiska, står det inte tex $E=E^o-E^o=0$ i Nernts lag isåfall?

Nej, läs vad det står på sidan som du la in: E = E0-k*ln(något som beror på koncentrationerna)

E=E0-(uttrycket som motsvarar E0 från raden ovanför?!).

Nej, på raden innan står det lnK, inte något som beror på koncentrationerna.

Men K_r=[red]/[ox], är det inte samma?

Qetsiyah skrev:

Men K_r=[red]/[ox], är det inte samma?

Nej, det är inte alltid samma. E0 gäller bara när alla koncentrationer är 1, då blir logaritmen 0.

Smaragdalena skrev:

Nej, det är inte alltid samma.

Varför? Vad betyder [red]/[ox] och vad betyder [reducerade sidan]/[oxiderade sidan]?

E0 gäller bara när alla koncentrationer är 1, då blir logaritmen 0.

Du menar att E=E0 om  [reducerade sidan]=[oxiderade sidan], jag förstår det

Vi kan väl titta på exempelvis den normala vätgaselektroden, som har E0 lika med 0 V, koncentrationen av vätejoner (oxoniumjoner) är 1 M och vötgastrycket är 1 atm. Är du med på att vi skulle kunna beräkna ett värde för jämviktskonstanten k för denna reaktion?

Ja... men hur?

Lös ut k ur uttrycket för E0.

K_r blir 1

Okej men kan du svara på min fråga?

Varför? Vad betyder [red]/[ox] och vad betyder [reducerade sidan]/[oxiderade sidan]?

Tänk dig nu att vi ändrar vätejonkoncentrationen till exempelvis 0,001 mol/dm3. Då är inte reaktionen i jämvikt längre, eller hur? 

Nä (men jämviktskonstanten är fortfarande samma om tryck och temp är samma)

Och då får du ett annat värde på logaritmen, eller hur? Så E blir inte lika med E0.

Så du menar att  "[red]/[ox]" är jämviktskoncentrationer medan "[reducerade sidan]=[oxiderade sidan]" kan vara koncentrationer tagna när som helst?

E0 gäller bara när alla koncentrationer är 1, då blir logaritmen 0.

Är det här verkligen sant? Om logaritmen är noll är E0=0. E0 kan väl inte vara noll för vilken reaktion som helst?

Värdet på E0 är det värde man får för E när alla koncentrationer är 1. E0 har värdet 0 för SHE ock möjligen för någon annan redoxreaktion, men inte för alla.

Smaragdalena skrev:

Värdet på E0 är det värde man får för E [...]

Genom formeln deltaG=-zFE?

Standardelektrodpotential innebär att potentialen är beräknad vid ett givet standardtillstånd. Det existerar egentligen inte i verkligheten eftersom det t.ex. förutsätter att koncentrationen av alla ämnen är 1M samtidigt som alla ämnen är oändligt utspädda. Här finns samtliga värden definierade för det man normalt använder som standardtillstånd:

https://sv.wikipedia.org/wiki/Standardtillstånd 

Standardelektrodpotentialen är ett referensvärde man brukar lista i tabeller, det tar för mycket plats att lista värden för varenda möjliga tillstånd. Man kan använda Nernsts ekvation för att räkna ut elektrodpotentialen vid något annat tillstånd, t.ex. andra koncentrationer.

En koncentrationscell är ett exempel när man ser varför detta har betydelse. Om man har en galvanisk cell med två identiska elektroder och två identiska elektrolyter med 1M koncentration får man ingen spänning mellan polerna. Skulle man öka koncentrationen hos den ena elektrolyten till 2M skulle det dock uppstå en spänning, trots att det är exakt samma ämnen i bägge halvcellerna. Det kallas för en koncentrationscell och uppstår eftersom elektrodpotentialerna blir olika höga i respektive halvcell. Koncentrationerna har betydelse för elektrodpotentialernas värden.

Jag tror jag förstår nu, jag blev förvirrad av ordet ”standard” eftersom jag trodde att det hade ngt med standardvätereaktionen att göra.

 Men kan du svara på frågorna jag hade ovan?

 Qetsiyah skrev:

Ekvationen för E0 och E är typ identiska, står det inte tex $E=E^o-E^o=0$ i Nernts lag isåfall?

Alltså när jämvikt uppnåtts finns ingen potential mer? Dvs E=0 då [reducerade sidan]/[oxiderade sidan]=K_r?

”[red]/[ox]" är jämviktskoncentrationer medan "[reducerade sidan]=[oxiderade sidan]" kan vara koncentrationer tagna när som helst?

?

Ekvationen för E0 och E är typ identiska, står det inte tex $E=E^o-E^o=0$ i Nernts lag isåfall?

[...]

”[red]/[ox]" är jämviktskoncentrationer medan "[reducerade sidan]=[oxiderade sidan]" kan vara koncentrationer tagna när som helst?

Ja, typ. Jag tycker att det är lite slarvigt skrivet, för det man egentligen menar är reaktionskvoten Q. Formeln ser alltså ut såhär om man använder det begreppet istället:

$E^o=\dfrac {RT}{zF}\ln K$

$E=E^o-\dfrac {RT}{zF}\ln Q$

Om man vill kan man skriva om detta till:

$E=\dfrac {RT}{zF}(\ln K-\ln Q)$

EXAKT JAMEN HERREGUD bra, bra.

Det jag skrev var alltså att E=0 då K=Q, det stämmer?

(Den där faktarutan är bara en i en serie vår lärare skrivit för kursen. De är inte bra. Du ser tex där det står z för antal laddningar? Jag hade helt klart föredragit n istället för z.)

Nog är det väl standard att man använder z för antalet laddningar? Jag tycker det känns bekant.

Jag tänkte att heltal är n från matten, men ja det här är kemi och inte matte, då vet jag inte.

däremot stod det n på wiki

Det jag skrev var alltså att E=0 då K=Q, det stämmer?

ja

Rent allmänt, går redoxreaktioner långsamt? Jag tänker på rost... Men alla reaktioner kan typ ses som redoxreaktioner, inklusive att tända på ett fyrverkri som är snabbt

Alla reaktioner är inte redoxreaktioner (det finns t ex syrabasreaktioner och fällningsreaktioner också).

Qetsiyah skrev:

Rent allmänt, går redoxreaktioner långsamt? Jag tänker på rost... Men alla reaktioner kan typ ses som redoxreaktioner, inklusive att tända på ett fyrverkri som är snabbt

Nej, släpper du ned en bit alkalimetall i vatten sker en väldigt snabb redoxreaktion. Förbränning går också väldigt snabbt, men då är också temperaturen väldigt hög.