Stała równowagi ogniwa elektrochemicznego

Wykorzystanie równania Nernsta do wyznaczenia stałej równowagi

Erik Dreyer/Getty Images

Stałą równowagi reakcji redoks ogniwa elektrochemicznego można obliczyć za pomocą Równanie Nernsta oraz związek między standardowym potencjałem komórki a energią swobodną. Ten przykładowy problem pokazuje, jak znaleźć stałą równowagi komórki reakcja redoks .

Kluczowe wnioski: równanie Nernsta do znajdowania stałej równowagi

• Równanie Nernsta oblicza potencjał ogniwa elektrochemicznego ze standardowego potencjału ogniwa, stałej gazowej, temperatury bezwzględnej, liczby moli elektronów, stałej Faradaya i ilorazu reakcji. W stanie równowagi iloraz reakcji jest stałą równowagi.
• Tak więc, jeśli znasz reakcje połówkowe komórki i temperaturę, możesz obliczyć potencjał komórki, a tym samym stałą równowagi.

Problem

Następujące dwie reakcje połówkowe są wykorzystywane do utworzenia ogniwo elektrochemiczne :
Utlenianie:
WIĘC_dwa(g) + 2 godz_dwa0(ℓ) → SO₄^-(wodny) + 4H⁺(aq) + 2 e^-E°_wół= -0,20 V
Zmniejszenie:
Cr_dwaO₇^dwa-(wodny) + 14 godz⁺(aq) + 6 e^-→ 2 Kr³⁺(aq) + 7 H_dwaO (ℓ) E °_czerwony= +1,33 V
Jaka jest stała równowagi połączonej reakcji komórkowej w 25 C?

Rozwiązanie

Krok 1: Połącz i zrównoważ dwie połówkowe reakcje.

Połówkowa reakcja utleniania wytwarza 2 elektrony oraz połówkowa reakcja redukcji potrzebuje 6 elektronów. Aby zrównoważyć ładunek, reakcja utleniania należy pomnożyć przez współczynnik 3.
3 SO_dwa(g) + 6 godz_dwa0(ℓ) → 3 SO₄^-(aq) + 12 H⁺(aq) + 6 e^-
+ Cr_dwaO₇^dwa-(wodny) + 14 godz⁺(aq) + 6 e^-→ 2 Kr³⁺(aq) + 7 H_dwaO(ℓ)
3 SO_dwa(g) + Cr_dwaO₇^dwa-(wodny) + 2H⁺(aq) → 3 SO₄^-(aq) + 2 Cr³⁺(aq) + H_dwaO(ℓ)
Za pomocą równoważenie równania , znamy teraz całkowitą liczbę elektronów wymienionych w reakcji. Ta reakcja wymieniła sześć elektronów.

Krok 2: Oblicz potencjał komórki.
Ten Przykładowy problem EMF ogniwa elektrochemicznego pokazuje, jak obliczyć potencjał komórkowy komórki ze standardowych potencjałów redukcyjnych.**
E°_komórka= E°_wół+ E°_czerwony
E°_komórka= -0,20 V + 1,33 V
E°_komórka= +1,13 V

Krok 3: Znajdź stałą równowagi, K.
Gdy reakcja jest w równowadze, zmiana energii swobodnej jest równa zeru.

Zmiana energii swobodnej ogniwa elektrochemicznego jest związana z potencjałem ogniwa równania:
ΔG = -nFE_komórka
gdzie
ΔG to energia swobodna reakcji
n jest liczba moli elektronów wymienianych w reakcji
F jest stałą Faradaya (96484,56 C/mol)
E to potencjał komórki.

The potencjał komórki i przykład darmowej energii pokazuje, jak obliczyć Darmowa energia reakcji redoks.
Jeśli ΔG = 0:, rozwiąż E_komórka
0 = -nFE_komórka
ORAZ_komórka= 0V
Oznacza to, że w stanie równowagi potencjał komórki wynosi zero. Reakcja postępuje do przodu i do tyłu w tym samym tempie, co oznacza, że ​​nie ma przepływu elektronów netto. Bez przepływu elektronów nie ma prądu, a potencjał jest równy zeru.
Teraz jest wystarczająco dużo informacji, aby użyć równania Nernsta do znalezienia stałej równowagi.

Równanie Nernsta to:
ORAZ_komórka= E°_komórka- (RT/nF) x log₁₀Q
gdzie
ORAZ_komórkajest potencjał komórki
E°_komórkaodnosi się do standardowego potencjału komórki
R jest stała gazowa (8,3145 J/mol·K)
T jest temperatura absolutna
n to liczba moli elektronów przenoszonych przez reakcję komórki
F to stała Faradaya (96484,56 C/mol)
Q jestiloraz reakcji

**The Przykładowy problem z równaniem Nernsta pokazuje, jak wykorzystać równanie Nernsta do obliczenia potencjału komórki niestandardowej.**

W stanie równowagi iloraz reakcji Q jest stałą równowagi K. To sprawia, że ​​równanie:
ORAZ_komórka= E°_komórka- (RT/nF) x log₁₀K
Z góry wiemy, co następuje:
ORAZ_komórka= 0V
E°_komórka= +1,13 V
R = 8,3145 J/mol·K
T = 25 °C = 298,15 K
F = 96484,56 C/mol
n = 6 (w reakcji przenoszonych jest sześć elektronów)

Rozwiąż dla K:
0 = 1,13 V - [(8,3145 J/mol·K x 298,15 K)/(6 x 96484,56 C/mol)]log₁₀K
-1,13 V = - (0,004 V)log₁₀K
dziennik₁₀K = 282,5
K = 10^282,5
K = 10^282,5= 10^0,5x 10²⁸²
K = 3,16 x 10²⁸²
Odpowiadać:
Stała równowagi reakcji redoks komórki wynosi 3,16 x 10²⁸².