Următoarele două jumătăți de reacție sunt utilizate pentru a forma o celulă electrochimică:
Oxidare:
ASA DE2(g) + 2 H20 (ℓ) → SO4-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- E °bou = -0,20 V
Reducere:
Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O (ℓ) E °roșu = +1.33 V
Care este constanta de echilibru a reacției celulare combinate la 25 C?
Jumătatea reacției de oxidare produce 2 electroni și jumătatea de reacție de reducere are nevoie de 6 electroni. Pentru a echilibra taxa, reacția de oxidare trebuie multiplicat cu un factor de 3.
3 SO2(g) + 6 H20 (ℓ) → 3 SO4-(aq) + 12 H+(aq) + 6 e-
+ Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O (ℓ)
3 SO2(g) + Cr2O72-(aq) + 2 H+(aq) → 3 SO4-(aq) + 2 Cr3+(aq) + H2O (ℓ)
De echilibrarea ecuației, acum știm numărul total de electroni schimbați în reacție. Această reacție a făcut schimb de șase electroni.
Pasul 2: Calculați potențialul celular.
Acest celule electrochimice exemplu exemplu EMF arată cum să calculăm potențialul celular al unei celule din potențialele de reducere standard. **
E °celulă = E °bou + E °roșu
E °celulă = -0,20 V + 1,33 V
E °celulă = +1.13 V
Pasul 3: Găsiți constantă de echilibru, K.
Când o reacție este în echilibru, schimbarea energiei libere este egală cu zero.
Modificarea energiei libere a unei celule electrochimice este legată de potențialul celular al ecuației:
ΔG = -nFEcelulă
Unde
ΔG este energia liberă a reacției
n este numărul de alunițe de electroni schimbați în reacție
F este constanta lui Faraday (96484,56 C / mol)
E este potențialul celular.
exemplu de potențial celular și energie liberă arată cum se calculează energie gratis a unei reacții redox.
Dacă ΔG = 0:, rezolvați pentru Ecelulă
0 = -nFEcelulă
Ecelulă = 0 V
Aceasta înseamnă că, la echilibru, potențialul celulei este zero. Reacția progresează înainte și înapoi cu aceeași viteză, ceea ce înseamnă că nu există un flux net de electroni. Fără flux de electroni, nu există curent și potențialul este egal cu zero.
Acum sunt cunoscute suficiente informații pentru a utiliza ecuația Nernst pentru a găsi constanta de echilibru.
Ecuația Nernst este:
Ecelulă = E °celulă - (RT / nF) x jurnal10Q
Unde
Ecelulă este potențialul celular
E °celulă se referă la potențialul celular standard
R este constantă de gaz (8.3145 J / mol · K)
T este temperatura absoluta
n este numărul de moli de electroni transferați prin reacția celulei
F este Constanta lui Faraday (96484,56 C / mol)
Q este coeficient de reacție
** Rezultatele Problema exemplului ecuației Nernst arată cum să utilizăm ecuația Nernst pentru a calcula potențialul celular al unei celule non-standard. **
La echilibru, coeficientul de reacție Q este constanta de echilibru, K. Aceasta face ecuația:
Ecelulă = E °celulă - (RT / nF) x jurnal10K
De mai sus, știm următoarele:
Ecelulă = 0 V
E °celulă = +1.13 V
R = 8,3145 J / mol · K
T = 25 & degC = 298,15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (șase electroni sunt transferați în reacție)
Rezolvați pentru 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) jurnal10K
Buturuga10K = 282,5
K = 10282.5
K = 10282.5 = 100.5 x 10282
K = 3,16 x 10282
Răspuns:
Constanta de echilibru a reacției redox a celulei este 3,16 x 10282.