Co je standardní potenciál a co definuje Nernstovu rovnici?

Standardní elektrodový potenciál je definován jako napětí za standardních podmínek půlčlánku nebo půlčlánku, přičemž vodíková elektroda je referenční elektrodou. Mezitím Nernstova rovnice je ta, která umožňuje vypočítat potenciální variaci, když se hodnoty koncentrace a tlaku odchylují od standardních hodnot.

Citace (APA)

Candela Rocío Barbisan | Aug. 2022
Chemický inženýr

Nejprve je nutné porozumět pojmu buněčný potenciál. Při přípravě a buňka galvanické nebo bateriové Energie redoxní reakce je produkována hnutí elektronů přes vodič v závislosti na kapacitě vazeb, které umožňují tento tok, podle síla hnací silou Tato elektrická veličina se měří přes rozdíl potenciálů resp Napětí a je známý jako elektromotorická síla nebo FEM. Toto EMF lze měřit například voltmetrem.

Když se tento potenciálový rozdíl měří za standardních podmínek, je znám jako standardní elektrodový potenciál nebo \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) nebo \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Standardní podmínky se týkají koncentrací čistých pevných látek a kapalin 1 mol/l a plynů při tlaku 1 atm.

Protože není možné změřit potenciál izolované elektrody, je nutný tok elektronů mezi dvěma elektrodami. pólů, potenciál elektrody lze určit přiřazením nulové hodnoty jednomu z nich a znalostí ∆E buňka. K tomu se změří rozdíl potenciálů proti referenční, standardní vodíkové elektrodě (SHE), kde platinová elektroda (inertní) Je uzavřena ve skleněné trubici, kde probublává plynný vodík při parciálním tlaku 1 atm, v určitém roztoku o teplotě 25 °C a 1 mol/l koncentrace. Podle konvence je hodnota potenciálu této elektrody za zmíněných standardních podmínek 0 V, protože v ní dochází k oxidaci H.₂ g) a snížení H⁺ v roztoku.

Podívejme se na případ aplikovaný na Daniellův článek, kde podle tabulkových hodnot jsou standardní potenciály elektrod: pro oxidaci Zn (s) -0,76 V a pro redukci Cu+2 0,34 V. Potom hodnota \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) vyplývá z rozdílu mezi standardním redukčním a oxidačním potenciálem: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Protože \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) je pozitivní, reakce je spontánní.

Existuje vztah mezi standardním potenciálem buňky a jeho konstantou. Zůstatek. Víme, že standardní volná energie reakce je:

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

Kde n je počet elektronů, které vstoupí do hry v redoxním procesu, F je Faradayova konstanta (96485 C/mol elektronů) a \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)potenciální rozdíl buňky za podmínek standardy.

Podobně \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) souvisí s rovnovážnou konstantou procesu:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Porovnáním obou výrazů lze najít vztah mezi rovnovážnou konstantou K a standardním potenciálem:

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

Nyní, za předpokladu, že oxidačně-redukční reakce probíhá za podmínek odlišných od standardních, je nutné tento potenciál přepočítat. Za tímto účelem německý vědec Nernst vyvinul výraz, který spojuje standardní potenciál baterie s jejím potenciálem za různých podmínek, a to:

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

Q je reakční kvocient a R je vyjádřeno v J/mol. K.

Je běžné najít různé nebo zjednodušené výrazy Nernstovy rovnice, například pokud přiřadíme teplota 298 K na proces a převede logaritmus přirozený v desítkovém logaritmu, výsledkem výrazu je:

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

Je snadno identifikovatelné, že když buňka začne pracovat a reaktanty jsou spotřebovávány generujícími produkty, hodnota Q začíná podle své definice růst až do \(∆E\)=0. V tomto okamžiku je systém v rovnováze a Q = Keq.

Podívejme se na příklad Nernstovy rovnice aplikované na Daniellovu buňku. Připomínáme, že standardní potenciál byl 1,1 V (jak jsme viděli dříve), pokud změníme koncentrace, předpokládejme, že nyní máme roztoky Cu⁺² 0,3 mol/l a Zn⁺² 3 mol/l (místo 1 mol/l). Potenciál článku při 298 K by byl dán:

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