De volgende twee halfreacties worden gebruikt om een elektrochemische cel:
Oxidatie:
ZO2(g) + 2 H20 (ℓ) → ZO4-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- E °os = -0,20 V
Vermindering:
Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O (ℓ) E °rood = +1,33 V
Wat is de evenwichtsconstante van de gecombineerde celreactie bij 25 ° C?
De halfreactie van oxidatie produceert 2 elektronen en de reductie-halfreactie heeft 6 elektronen nodig. Om de lading in evenwicht te brengen, de oxidatiereactie moet worden vermenigvuldigd met een factor 3.
3 DUS2(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 DUS2(g) + Cr2O72-(aq) + 2 H+(aq) → 3 SO4-(aq) + 2 Cr3+(aq) + H2O (ℓ)
Door evenwicht tussen de vergelijkingweten we nu het totale aantal uitgewisselde elektronen in de reactie. Deze reactie wisselde zes elektronen uit.
Stap 2: Bereken het celpotentieel.
Deze elektrochemische cel EMF voorbeeldprobleem laat zien hoe het celpotentieel van een cel kan worden berekend op basis van standaard reductiepotentialen. **
E °cel = E °os + E °rood
E °cel = -0,20 V + 1,33 V
E °cel = +1,13 V
Stap 3: Zoek de evenwichtsconstante, K.
Als een reactie in evenwicht is, is de verandering in vrije energie gelijk aan nul.
De verandering in vrije energie van een elektrochemische cel is gerelateerd aan het celpotentieel van de vergelijking:
ΔG = -nFEcel
waar
ΔG is de vrije energie van de reactie
n is het aantal moedervlekken van in de reactie uitgewisselde elektronen
F is de constante van Faraday (96484,56 C / mol)
E is het celpotentieel.
Decelpotentieel en vrije energie voorbeeld laat zien hoe te berekenen gratis energie van een redoxreactie.
Als ΔG = 0:, los op voor Ecel
0 = -nFEcel
Ecel = 0 V
Dit betekent dat bij evenwicht het potentieel van de cel nul is. De reactie vordert met dezelfde snelheid vooruit en achteruit, wat betekent dat er geen netto elektronenstroom is. Zonder elektronenstroom is er geen stroom en is de potentiaal gelijk aan nul.
Nu is er voldoende informatie bekend om de Nernst-vergelijking te gebruiken om de evenwichtsconstante te vinden.
De Nernst-vergelijking is:
Ecel = E °cel - (RT / nF) x logboek10Q
waar
Ecel is het celpotentieel
E °cel verwijst naar standaard celpotentieel
R is de gasconstante (8.3145 J / mol · K)
T is de absolute temperatuur
n is het aantal mol elektronen overgedragen door de reactie van de cel
F is Faraday is constant (96484,56 C / mol)
Q is de reactiequotiënt
**De Nernst vergelijking voorbeeldprobleem laat zien hoe u de Nernst-vergelijking gebruikt om het celpotentieel van een niet-standaardcel te berekenen. **
Bij evenwicht is het reactiequotiënt Q de evenwichtsconstante, K. Dit maakt de vergelijking:
Ecel = E °cel - (RT / nF) x logboek10K
Van boven weten we het volgende:
Ecel = 0 V
E °cel = +1,13 V
R = 8,3145 J / mol · K
T = 25 & degC = 298,15 K.
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (zes elektronen worden overgedragen in de reactie)
Los op voor 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) logboek10K
logboek10K = 282,5
K = 10282.5
K = 10282.5 = 100.5 x 10282
K = 3,16 x 10282
Antwoord:
De evenwichtsconstante van de redoxreactie van de cel is 3,16 x 10282.