Hvad er standardpotentialet, og hvad definerer Nernst-ligningen?

Standardelektrodepotentialet er defineret som spændingen under standardbetingelser for en halvcelle eller halvcelle, idet brintelektroden tages som referenceelektrode. I mellemtiden er Nernst-ligningen den, der gør det muligt at beregne den potentielle variation, når koncentrations- og trykværdierne afviger fra standardværdierne.

Citat (APA)

Candela Rocío Barbisan | aug. 2022
Kemisk ingeniør

Først og fremmest er det nødvendigt at forstå begrebet cellepotentiale. Ved forberedelse af en celle galvanisk eller batteri Energi af redoxreaktionen frembringes af bevægelse af elektroner gennem en leder afhængigt af koblingernes kapacitet til at tillade denne strømning, ifølge styrke Drivkraft Denne elektriske størrelse måles gennem potentialforskellen eller spænding og er kendt som Elektromotorisk kraft eller FEM. Denne EMF kan f.eks. måles gennem et voltmeter.

Når denne potentialforskel måles under standardbetingelser, er den kendt som standardelektrodepotentialet eller \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) eller \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Standardbetingelser refererer til koncentrationer af rene faste stoffer og væsker på 1 mol/L og gasser ved 1 atm tryk.

Da det ikke er muligt at måle potentialet af en isoleret elektrode, kræves der en strøm af elektroner mellem to elektroder. poler, kan potentialet for en elektrode bestemmes ved at tildele nulværdien til en af ​​dem og kende ∆E af celle. For at gøre dette måles potentialforskellen mod en reference, standard brintelektroden (SHE), hvor platinelektroden (inert) Den er indesluttet i et glasrør, hvor gasformig brint bobles ved et partialtryk på 1 atm, i en bestemt opløsning ved 25ºC og 1 mol/L af koncentration. Efter konvention er potentialværdien af ​​denne elektrode under de nævnte standardbetingelser 0 V, da oxidationen af ​​H sker i den.₂ (g) og reduktionen af ​​H⁺ i opløsning.

Lad os se tilfældet anvendt på Daniell-cellen, hvor ved tabelværdier standardpotentialerne for elektroderne er: for oxidation af Zn (s) -0,76 V og for reduktion af Cu+2, 0,34 V. Så er værdien af ​​\(∆{{E}^{{}^\circ }}\) resultatet af, at forskellen mellem standardreduktions- og oxidationspotentialerne er: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Da \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) er positiv, er reaktionen spontan.

Der er en sammenhæng mellem cellens standardpotentiale og dens konstant. Balance. Vi ved, at standardfri reaktionsenergi er:

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

Hvor n er antallet af elektroner, der spiller ind i redoxprocessen, F er Faradays konstant (96485) C/mol elektroner) og \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)cellens potentialforskel under betingelser standarder.

Ligeledes er \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) relateret til processens ligevægtskonstant:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Ved at sætte lighedstegn mellem begge udtryk kan forholdet mellem ligevægtskonstanten K og standardpotentialet findes:

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

Nu, hvis det antages, at oxidations-reduktionsreaktionen udføres under betingelser, der er forskellige fra standard, skal dette potentiale genberegnes. For at gøre dette udviklede den tyske videnskabsmand Nernst et udtryk, der relaterer batteriets standardpotentiale til dets potentiale under forskellige forhold, nemlig:

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

Q er reaktionskvotienten og R udtrykt i J/mol. K.

Det er almindeligt at finde forskellige eller forenklede udtryk for Nernst-ligningen, hvis vi f.eks. tilskriver en temperatur på 298 K til processen og konverterer logaritme naturlig i decimallogaritme, resulterer udtrykket i:

\(∆E=∆{{E}^{{}^\circ }}-\frac{0.05916~V~}{n~}\log Q\)

Det er let at identificere, at når cellen begynder at arbejde, og reaktanter forbruges og genererer produkter, begynder værdien af ​​Q at stige, ifølge dens definition, indtil \(∆E\)=0. I dette øjeblik er systemet i ligevægt og Q = Keq.

Lad os se et eksempel på Nernst-ligningen anvendt på Daniell-cellen. Hvis vi husker, at standardpotentialet var 1,1 V (som vi så tidligere), hvis vi varierer koncentrationerne, antag, at vi nu har løsninger af Cu⁺² på 0,3 mol/L og Zn⁺² på 3 mol/L (i stedet for 1 mol/L). Cellepotentialet ved 298 K ville blive givet ved:

\(∆E=1.1~V-\frac{0.05916~V~}{2}\log \left( \frac{3}{0.3} \right)=1.07~V\)