Какво е стандартният потенциал и какво определя уравнението на Нернст?

Стандартният електроден потенциал се определя като напрежението при стандартни условия на половин клетка или половин клетка, като водородният електрод се приема за референтен електрод. Междувременно уравнението на Нернст е това, което позволява изчисляване на потенциалната вариация, когато стойностите на концентрацията и налягането се отклоняват от стандартните стойности.

Цитат (APA)

Кандела Росио Барбисан | авг. 2022
Инженер-химик

На първо място е необходимо да се разбере понятието клетъчен потенциал. При приготвянето на a клетка галванични или батерийни Енергия на редокс реакцията се получава от движение на електрони през проводник в зависимост от капацитета на съединителите, за да позволят този поток, според сила движеща сила Тази електрическа величина се измерва чрез потенциалната разлика или волтаж и е известен като електродвижеща сила или FEM. Тази ЕМП може да се измери чрез волтметър например.

Когато тази потенциална разлика се измерва при стандартни условия, тя е известна като стандартен електроден потенциал или \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) или \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Стандартните условия се отнасят за концентрации на чисти твърди вещества и течности от 1 mol/L и газове при налягане 1 atm.

Тъй като не е възможно да се измери потенциалът на изолиран електрод, е необходим поток от електрони между два електрода. полюси, потенциалът на електрод може да се определи чрез присвояване на нулева стойност на един от тях и познаване на ∆E на клетка. За да направите това, потенциалната разлика се измерва спрямо еталон, стандартния водороден електрод (SHE), където платиновият електрод (инертен) Той е затворен в стъклена тръба, където се барботира газообразен водород при парциално налягане от 1 atm, в определен разтвор при 25ºC и 1 mol/L от концентрация. По конвенция стойността на потенциала на този електрод при споменатите стандартни условия е 0 V, тъй като в него протича окисление на Н.₂ (g) и намаляването на H⁺ в разтвор.

Нека видим случая, приложен към Daniell Cell, където по таблични стойности стандартните потенциали на електродите са: за окисление на Zn (s) -0,76 V и за редукция на Cu+2, 0,34 V. Тогава стойността на \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) е резултат от разликата между стандартните редукционни и окислителни потенциали, които са: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Тъй като \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) е положителен, реакцията е спонтанна.

Съществува връзка между стандартния потенциал на клетката и нейната константа. Баланс. Знаем, че стандартната свободна енергия на реакцията е:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-nF∆{{E}^{{}^\circ }}\)

Където n е броят на електроните, които влизат в действие в редокс процеса, F е константата на Фарадей (96485 C/мол електрони) и \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) потенциалната разлика на клетката при условия стандарти.

По същия начин \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) е свързано с равновесната константа на процеса:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Чрез приравняване на двата израза може да се намери връзката между равновесната константа K и стандартния потенциал:

\(lnK=\frac{n~F~∆{{E}^{{}^\circ }}~}{R~T}\)

Сега, ако приемем, че окислително-редукционната реакция се провежда при условия, различни от стандартните, този потенциал трябва да бъде преизчислен. За да направи това, немският учен Нернст разработи израз, който свързва стандартния потенциал на батерията с нейния потенциал при различни условия, като:

\(∆E=∆{{E}^{{}^\circ }}-\frac{R~T~}{n~F}\ln Q\)

Q е реакционният коефициент и R е изразено в J/mol. К.

Обичайно е да се намерят различни или опростени изрази на уравнението на Нернст, например, ако припишем температура от 298 K към процеса и преобразува логаритъм естествен в десетичен логаритъм, резултатът от израза е:

\(∆E=∆{{E}^{{}^\circ }}-\frac{0,05916~V~}{n~}\log Q\)

Лесно се установява, че когато клетката започне да работи и реагентите се изразходват, генерирайки продукти, стойността на Q започва да нараства, според нейната дефиниция, докато \(∆E\)=0. В този момент системата е в равновесие и Q = Keq.

Нека видим пример за уравнението на Нернст, приложено към клетката Daniell. Припомняйки си, че стандартният потенциал беше 1,1 V (както видяхме по-рано), ако променяме концентрациите, да предположим, че сега имаме разтвори на Cu⁺² от 0,3 mol/L и Zn⁺² от 3 mol/L (вместо 1 mol/L). Клетъчният потенциал при 298 K ще бъде даден от:

\(∆E=1,1~V-\frac{0,05916~V~}{2}\log \left( \frac{3}{0,3} \right)=1,07~V\)