Qu'est-ce que le potentiel standard et qu'est-ce qui définit l'équation de Nernst ?

Le potentiel d'électrode standard est défini comme la tension dans des conditions standard d'une demi-cellule ou d'une demi-cellule, en prenant l'électrode à hydrogène comme électrode de référence. Pendant ce temps, l'équation de Nernst est celle qui permet de calculer la variation potentielle lorsque les valeurs de concentration et de pression s'écartent des valeurs standard.

Devis (APA)

Candela Rocio Barbisan | août 2022
Ingénierie chimique

Tout d'abord, il est nécessaire de comprendre le concept de potentiel cellulaire. Lors de la préparation d'un cellule galvanique ou batterie énergie de la réaction redox est produite par la mouvement d'électrons à travers un conducteur en fonction de la capacité des couplages à permettre ce passage, en fonction de la force force motrice Cette grandeur électrique est mesurée par la différence de potentiel ou tension et est connu sous le nom de force électromotrice ou FEM. Cette FEM peut être mesurée à l'aide d'un voltmètre, par exemple.

Lorsque cette différence de potentiel est mesurée dans des conditions standard, elle est connue sous le nom de potentiel d'électrode standard ou \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) ou \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Les conditions standard se réfèrent à des concentrations de solides et de liquides purs de 1 mol/L et de gaz à une pression de 1 atm.

Comme il n'est pas possible de mesurer le potentiel d'une électrode isolée, un flux d'électrons entre deux électrodes est nécessaire. pôles, le potentiel d'une électrode peut être déterminé en attribuant la valeur zéro à l'un d'entre eux et en connaissant ∆E du cellule. Pour ce faire, la différence de potentiel est mesurée par rapport à une référence, l'électrode standard à hydrogène (SHE), où l'électrode de platine (inerte) Il est enfermé dans un tube de verre où l'on fait barboter de l'hydrogène gazeux à une pression partielle de 1 atm, dans une certaine solution à 25 ºC et 1 mol/L de concentration. Par convention, la valeur du potentiel de cette électrode dans les conditions standard mentionnées est de 0 V, puisque l'oxydation de H s'y produit.₂ (g) et la réduction de H⁺ en solution.

Voyons le cas appliqué à la cellule Daniell, où par valeurs tabulées les potentiels standards des électrodes sont: pour l'oxydation de Zn(s) -0,76 V et pour la réduction de Cu+2, 0,34 V. Alors, la valeur de \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) résulte de la différence entre les potentiels standard de réduction et d'oxydation étant: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Puisque \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) est positif, la réaction est spontanée.

Il existe une relation entre le potentiel standard de la cellule et sa constante. Solde. On sait que l'énergie libre standard de réaction est :

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

Où n est le nombre d'électrons qui entrent en jeu dans le processus redox, F est la constante de Faraday (96485 C/mole d'électrons) et \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)la différence de potentiel de la cellule dans les conditions normes.

De même, \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) est lié à la constante d'équilibre du processus :

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

En assimilant les deux expressions, la relation entre la constante d'équilibre K et le potentiel standard peut être trouvée :

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

Or, en supposant que la réaction d'oxydo-réduction s'effectue dans des conditions différentes de celles standard, ce potentiel doit être recalculé. Pour ce faire, le scientifique allemand Nernst a développé une expression qui relie le potentiel standard de la batterie à son potentiel dans différentes conditions, soit :

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

Q étant le quotient réactionnel et R exprimé en J/mol. K

Il est courant de trouver des expressions différentes ou simplifiées de l'équation de Nernst, par exemple, si l'on attribue un Température de 298 K au processus et convertit le logarithme naturel en logarithme décimal, l'expression donne :

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

Il est facilement identifiable que lorsque la cellule commence à fonctionner et que les réactifs sont consommés en générant des produits, la valeur de Q commence à augmenter, selon sa définition, jusqu'à \(∆E\)=0. A ce moment, le système est en équilibre et Q = Keq.

Voyons un exemple de l'équation de Nernst appliquée à la cellule de Daniell. En rappelant que le potentiel standard était de 1,1 V (comme nous l'avons vu précédemment), si nous faisons varier les concentrations, supposons que nous ayons maintenant des solutions de Cu⁺² de 0,3 mol/L et Zn⁺² de 3 mol/L (au lieu de 1 mol/L). Le potentiel de cellule à 298 K serait donné par :

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