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  <head>


    <meta http-equiv="content-type" content="text/html; charset=UTF-8">

  </head>

  <body>

    <p><font face="serif">So your electrochemistry lab report is due

        this week.  I promised some help so here it is.</font></p>

    <font face="serif"><b>(1)</b>  Remember that when the voltage reads

      positive we assume that the black electrode is connected to the

      ANODE (where oxidation is taking place - that is electrons are

      being lost). So for the first reaction on the report form,  Zinc

      is the anode and copper is the cathode.  The balanced cell

      reaction would be <br>

    </font>

    <p><br>

    </p>

    <p>Zn + Cu<sup>2+</sup>(0.1) ---> Zn<sup>2+</sup>(0.1) + Cu</p>

    <p><br>

    </p>

    <p><font face="serif"><b>(2)</b>  In the second reaction  Copper

        would be the anode and Zinc would be the cathode and the

        reaction would be:</font></p>

    <p><font face="serif">Cu + Zn<sup>2+</sup>(0.1) ---> Cu<sup>2+</sup>(0.1)

        + Zn<br>

      </font></p>

    <p><font face="serif"><b>(3)  </b>Where this gets a little tricky

        is when you write the equation for the concentration cells. 

        Let's imagine we are look at the reaction between Cu(0.01) on

        the black lead and Cu(0.1) on the red lead.   Here is the

        balanced chemical equation:</font></p>

    <p><font face="serif">Cu + Cu<sup>2+</sup>(0.1) ---> Cu + Cu<sup>2+</sup>(0.01)</font></p>

    <p><font face="serif">The concentration of the cell that is the

        anode is going to be on the product side of the reaction.</font></p>

    <p><font face="serif">Using your observed cell voltage (or really

        just the sign of the cell voltage) you should be able to pick

        out which four reactions are spontaneous.</font></p>

    <p><font face="serif"><br>

      </font></p>

    <p><font face="serif"><b>(4)</b> For the concentration cells

        involving only copper, the value of E<sup>0</sup><sub>cell</sub>

        will be zero - but the value of E<sub>cell</sub> observed and

        calculated will not be zero.  To calculate E<sub>cell</sub> you

        need to use the Nernst equation.  Calculate the reaction

        quotient Q like we have done before - and make sure to put the

        product and reactant concentrations in their proper place. 

        Also, make sure that you use the proper value of "n" the number

        of moles of electrons transferred.   <br>

      </font></p>

    <p><font face="serif">I tested this out with several sets of student

        data and everything seemed to work as expected.  You will most

        likely not get the exact same values for your measured and

        calculated E<sub>cell</sub> values - but they should in general

        have the same sign and follow a trend.</font></p>

    <p><font face="serif">As always -- please e-mail me with any

        questions!<br>

      </font></p>

    <p><font face="serif"><br>

      </font></p>

    <div class="moz-signature">-- <br>

      <b><i>Andrew J. Pounds, Ph.D.</i></b><br>

      <i>Professor of Chemistry and Computer Science</i><br>

      <i>Director of the Computational Science Program</i><br>

      <i>Mercer University, Macon, GA 31207 (478) 301-5627</i></div>

  </body>

</html>