Resume

Samenvatting hoofdstuk 3 identificatie van biomoleculen: Elektrochemie/biosensoren, 2e bachelor biomedische wetenschappen

0 fois vendu

Établissement
Universiteit Antwerpen (UA)

Samenvatting hoofdstuk 3 identificatie van biomoleculen: Elektrochemie/biosensoren 2e bachelor biomedische wetenschappen

[Montrer plus]

Aperçu 2 sur 8 pages

Voir l'exemple

Publié le 2 avril 2024
Nombre de pages 8
Écrit en 2022/2023
Type Resume

elektrochemiebiosensoren
samenvatting hoofdstuk 3 identificatie
identificatie van biomoleculen
2e bachelor biomedische wetenschappen

€5,56

Ajouter au panier

Enregistrer

Garantie de satisfaction à 100%
Disponible immédiatement après paiement
En ligne et en PDF
Tu n'es attaché à rien

Hoofdstuk 3: Elektrochemie / biosensoren

Elektrochemie

Inleiding

Elektrochemie = studie van wisselwerking tussen chemische en elektrische verschijnselen aan
elektroden in elektrolytoplossingen, gebaseerd op kwantitatief verband tussen grootte van
waargenomen elektrisch signaal en concentratie van elektroactief bestanddeel

Elektrode = geleider waar doorheen een elektrische stroom een niet-metallisch deel van een
elektrisch circuit binnentreedt of verlaat, meestal opgebouwd uit metalen. Thv interfase elektrode
verlopen elektrodereacties waarbij elektroactief bestanddeel gereduceerd of geoxideerd wordt

 Indicatorelektrodes (in galvanische cel)
 Werkelektrodes (in elektrolytische cel)
 Referentie-elektrodes (ter controle)

Basiswetten

1. De wet van Ohm: U = I*R
2. De wet van Faraday: m = M*I*t/z*F Q = I*t
3. De wet van Nernst: Beschrijft het verband tussen het potentiaalverschil E tussen 2
elektroden en de concentraties van de bij de elektrodereacties betrokken componenten:
E = Eo’ + 0.059/z x log [Ox]/[Red]

Elektrolytoplossingen: elektrolyten met water of andere solventen -> splitsen in anionen (-) en
kationen (+) -> ionenbalans in evenwicht!

Elektrolyt = bestanddeel dat de eigenschap bezit om in oplossing de elektrische stroom te geleiden

Elektrochemische cel = systeem dat elektromotorische kracht produceert, bestaat uit 2 halfcellen die
elk een elektrode bevatten (anion en kation) die met elkaar in verbinding staan door zoutbrug

 Galvanische cel
 Elektrolyse cel

Elektronegativiteit = neiging om elektronen aan te trekken:

 Neemt toe naarmate een atoom de octetstructuur in de buitenste schil benadert (links naar
rechts in tabel)
 Neemt af met het aantal schillen die de atoomkern omgeven (boven naar onder in tabel)

Kathode: altijd reductie; anode: altijd oxidatie

Elektronen opnemen: worden gereduceerd; elektronen afgeven: worden geoxideerd

Elektronen altijd van positief naar negatief, maar elektriciteit andersom!

Potentiaal tussen metaal en oplossing

Elektrodepotentiaal: er ontstaat een potentiaalverschil tussen metaal en oplossing als gevolg van 2
reacties die elkaar tegenwerken:

, 1. Oplossingsdruk P: metaal heeft neiging om elektronen af te staan aan oplossing -> ionen
blijven achter op zinkstaafje -> krijgt negatieve lading -> metaal verliest elektronen =
geoxideerd -> potentiaalverschil tussen metaal en oplossing
Znvast  Zn2+ + 2e-
2. Ionendruk p: positieve ionen gaan zich weer ontladen door de aantrekkingskracht van het
negatief geladen metaal. Metaalatomen worden afgezet aan het elektrodeoppervlak: Zn 2+ +
2e-  Znvast

Evenwicht tussen geoxideerde en gereduceerde toestand metaal als oplossingsdruk = ionendruk:
Znvast ↔ Zn2+ + 2e-  evenwicht bepaalt de elektrodepotentiaal E

Ligging evenwicht (elektropotentiaal E) afhankelijk van:

 Aard metaal: hoe minder elektronegatief, hoe groter E
 Concentratie ionen in oplossing:
- P > p: metaal lost verder op -> metaal wordt meer negatief tov oplossing ->
potentiaalverschil stijgt
- P < p: ionen ontladen -> metaal wordt meer positief tov oplossing -> potentiaalverschil
daalt
- P = p: evenwicht bereikt

Standaard elektrodepotentiaal: meten tov referentiepunt (=waterstofelektrode)

Zink: elektronen afstaan = oxidatie = anode = negatief geladen

Koper: elektronen opnemen = reduceren = kathode = positief geladen

Wet van Nernst:

Metaalelektrode: E = Eo + 0.059/n x log[M n+]

Gaselektrode of niet-metaalelektrode: E = Eo + 0.059/n x log 1/[NM n-]n

Elektrochemische cellen

De galvanische cel

Chemische reactie tov elektroden verloopt spontaan, potentiaalverschil wordt geproduceerd door
omzetting chemische -> elektrische energie

Toepassing: niet heroplaadbare en heroplaadbare batterijen

Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:

Qualité garantie par les avis des clients

Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.

L’achat facile et rapide

Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.

Focus sur l’essentiel

Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.

Foire aux questions

Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?

Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.

Garantie de remboursement : comment ça marche ?

Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.

Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?

Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur lottehulselmans. Stuvia facilite les paiements au vendeur.

Est-ce que j'aurai un abonnement?

Non, vous n'achetez ce résumé que pour €5,56. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.

Peut-on faire confiance à Stuvia ?

4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)

66184 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours

Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 15 ans

Commencez à vendre!

Récemment vu par vous

Resume ·

(0)