Hur kan fällningen av ZnS(s) vid anod påverka cellpotentialen negativt i en Koppar-Zink cell

Jag har en galvanisk cell enligt

Zn(s) | ZnCl2 0,1M || CuCl2 0,1M | Cu(s)

Cellpotentialen mättes med voltmätare till 1,05V.

Därefter tillsattes en godtycklig mängd Na2S till anodsidan och fällning observerades. Resonligen så bevittnade en utfällningen av ZnS(s)

Enligt Nernst ekvationen borde då cellpotentialen gå upp då [Zn2+] < [Cu2+] eftersom Q<1 vilket gör lnQ negativ.

E= 1,05 - (RT/nF)lnQ

Men den uppmätta potentialen gick ned. Hur kan man resonera kring detta?

En likadan cell ställdes sedan upp och NH3 tillsattes till anodsidan vilket resonligen borde ge komplex jonbildning med kopparjoner och cellpotentialen borde då gå ned enligt samma resonemang eftersom [Cu2+]<[Zn2+], Q > 1

Jag vet inte hur jag ska förklara detta.

Välkommen till Pluggakuten! Du har markerat att du är nöjd med hjälpen. Var detta ett misstag, eller har du hittat lösningen någon annanstans? Om du fortfarande behöver hjälp, kan du ta bort markeringen genom att trycka på "Avmarkera".

Smutstvätt skrev:
Välkommen till Pluggakuten! Du har markerat att du är nöjd med hjälpen. Var detta ett misstag, eller har du hittat lösningen någon annanstans? Om du fortfarande behöver hjälp, kan du ta bort markeringen genom att trycka på "Avmarkera".

Misstag, tack så mycket.

Efter att ha jämfört mot andras observationer verkar der inte finnas någon kvantitativ förklaring. Det finns eventuellt något avvikande i utrustning eller ingående lösningar.

Min tanke drar sig spontant mot Le Chateliers princip.

$C u^{2 +} + Z n \leftrightarrow C u + Z n^{2 +}$

Om en fällning av ZnS uppstår så innebär det direkt att koncentrationen av fria zinkjoner minskar, vilket i sin tur förskjuter reaktionen mot höger, vilket i termer av Q och K kan beskrivas med att K ökar och när K=Q så har du en jämvikt vilket innebär att potentialen du mäter är noll.

Om du vill ha en kvantitativ förklaring så kanske denna fungerar:

Säg att du initialt har 0.1M $Z n^{2 +}$ och 0.1M $C u^{2 +}$

$E = 1.05 V - \frac{0.0592}{n} * \log (\frac{0.1 M}{0.1 M}) = 1.05 V$

När du minskar koncentrationen av reaktanter så ökar också din Q-term. Säg att dina produkter på en tidsenhet minskar med 0.05M, då ökar produkterna med 0.05M:

$E = 1.05 V - \frac{0.0592}{n} * \log (\frac{0.15}{0.05}) = 1.05 - 0.477 * \frac{R T}{n F}$

När du minskar koncentrationen av reaktanter så ökar också din Q-term. Säg att dina produkter på en tidsenhet minskar med 0.05M, då ökar produkterna med 0.05M:

$E = 1.05 V - \frac{0.0592}{n} * \log (\frac{0.15}{0.05}) = 1.05 - 0.477 * \frac{R T}{n F}$

Tack för ditt svar, i detta fall är Zn2+ som minskar i täljaren, vilket gör Q < 1 vilket gör termen positiv totalt. Problemet var att initialt gick potentialen ned i försöket.

(Detta visade sig avvikande vid jämförelse av andra observationer för samma experiment).

Dvs jag sökte en anledning till varför resultatet gick tvärt emot kvantitativ förklaring.

Glöm inte bort att nämnaren minskar också då reaktionen förskjuts till höger. Vilken som då minskar snabbast av täljare och nämnare beror med stor sannolikhet på vad en "godtycklig mängd" är.

Hoppas att du hittade svar till detta i slutändan!

Pikkart skrev:
Glöm inte bort att nämnaren minskar också då reaktionen förskjuts till höger.

Det är ett bra resonemang tack så mycket, jag tar med mig det. Svaret verkar dock ligga i en sliten/trasig glasfilterskiva som gjorde att lösningarna blandades okontrollerat mellan anod och katod.

Svara

Visa senaste svar