Reductie van zuurstof en ozon

[carbokathy]

Het verschil in standaard potentiaal van de reductie van zuurstof in zuur en in basisch milieu is hetzelfde als dat van ozon (nl. 0.83 V). Hoe komt dit?

[rwwh]

Je bent de verschillen tussen twee reacties als potentiaal aan het uitdrukken? Twee halfreacties? Over twee halfreacties samen weten we wel iets: kun je de totaalreactie eens opmaken? Voor je zuurstofpaar en voor je ozonpaar? Wat zie je dan?

[carbokathy]

Reductie van ozon:

-zuur milieu: O3 + 2(H+) + 2 (e-) --> O2 + H2O

-basisch milieu: O3 + H2O + 2(e-) --> O2 + 2(OH-)

--> verschil in standaardpotentiaal = 0.83V

Reductie van zuurstofgas:

-zuur milieu: O2 + 4(H+) + 4(e-) --> 2H2O

-basisch milieu: O2 + 2H2O + 4(e-) --> 4(OH-)

--> verschil in standaardpotentiaal = 0.83V

Waarom is dit hetzelfde?

[Margriet]

Veronderstelling, gokje dus.

In beide halfreacties komt 2H⁺ voor.

Voor de wet van nernst, E = E₀ - 0,06/2 log Q, geldt dat als alle concentraties en dus ook die van H⁺ gelijk zijn aan 1M dat Q = 1 en 0,06/2 log Q = 0

Als je dan [H⁺] =1 voor zuur milieu verandert in [H⁺] = 10^-14 voor basisch milieu wordt de conentratiebreuk:

Q= 1/[H⁺]² = 1/ 10^-28.

En - 0,06/2 log Q wordt dan -0,84.

Mogelijk is dat de verklaring dat voor beide het verschil tussen zuur en basisch milieu 0,84 V bedraagt. Maar nogmaals eigen bedenksel, ik heb dus geen literatuurverwijzingen.

[rwwh]

Het is heel simpel: eigenlijk is het in beide gevallen dezelfde reactie, alleen bij een andere pH. De enige bijdrage tot de spanning is dus de concentratieveranderingen. Je kunt dit ook zien als je de volgende stap zet bij het maken van de celreactie: de halfreacties bij elkaar tellen: zuurstof valt er dan uit en je houdt het waterevenwicht over. In beide gevallen. De spanning is dan dus de spanning die hoort bij de vrije energie van het waterevenwicht bij hypothetische condities dat zowel hydroxide als waterstofionen bij 1 molair concentratie zitten.

[carbokathy]

ja, dat zou wel eens kunnen.

Bedankt voor je hulp!!