Što je standardni potencijal i što definira Nernstovu jednadžbu?

Standardni potencijal elektrode definiran je kao napon pod standardnim uvjetima polućelije ili polućelije, uzimajući vodikovu elektrodu kao referentnu elektrodu. U međuvremenu, Nernstova jednadžba je ona koja omogućuje izračun potencijalne varijacije kada vrijednosti koncentracije i tlaka odstupaju od standardnih vrijednosti.

Citat (APA)

Candela Rocío Barbisan | kolovoz 2022
Inženjer kemije

Prije svega, potrebno je razumjeti pojam staničnog potencijala. Prilikom pripreme a ćelija galvanski ili baterijski energija redoks reakcije proizvodi pokret elektrona kroz vodič ovisno o kapacitetu spojnica da omoguće taj protok, prema snaga pokretačka snaga Ova električna veličina se mjeri kroz razliku potencijala ili napon a poznat je kao elektromotorna sila ili FEM. Taj se EMF može izmjeriti pomoću voltmetra, na primjer.

Kada se ta razlika potencijala mjeri pod standardnim uvjetima, poznata je kao standardni potencijal elektrode ili \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) ili \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Standardni uvjeti odnose se na koncentracije čistih krutih tvari i tekućina od 1 mol/L i plinova pri tlaku od 1 atm.

Budući da nije moguće izmjeriti potencijal izolirane elektrode, potreban je protok elektrona između dvije elektrode. polova, potencijal elektrode može se odrediti dodjeljivanjem nulte vrijednosti jednom od njih i poznavanjem ∆E od ćelija. Da bi se to postiglo, razlika potencijala se mjeri u odnosu na referentnu, standardnu ​​vodikovu elektrodu (SHE), gdje je platinska elektroda (inertna) Zatvoren je u staklenoj cijevi gdje se plinoviti vodik propušta u mjehurićima pod parcijalnim tlakom od 1 atm, u određenoj otopini na 25ºC i 1 mol/L koncentracija. Prema dogovoru, vrijednost potencijala ove elektrode u navedenim standardnim uvjetima je 0 V, budući da se u njoj odvija oksidacija H.₂ (g) i smanjenje H⁺ u otopini.

Pogledajmo slučaj primijenjen na Daniellovu ćeliju, gdje su prema tabličnim vrijednostima standardni potencijali elektroda: za oksidaciju Zn (s) -0,76 V i za redukciju Cu+2, 0,34 V. Zatim, vrijednost \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) proizlazi iz razlike između standardnog redukcijskog i oksidacijskog potencijala koji iznosi: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Budući da je \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) pozitivan, reakcija je spontana.

Postoji odnos između standardnog potencijala ćelije i njegove konstante. Ravnoteža. Znamo da je standardna slobodna energija reakcije:

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

Gdje je n broj elektrona koji ulaze u igru ​​u redoks procesu, F je Faradayeva konstanta (96485 C/molu elektrona) i \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) razlika potencijala ćelije pod uvjetima standardima.

Isto tako, \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) je povezan s konstantom ravnoteže procesa:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Izjednačavanjem oba izraza može se pronaći odnos između konstante ravnoteže K i standardnog potencijala:

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

Sada, pod pretpostavkom da se oksidacijsko-redukcijska reakcija odvija pod uvjetima koji se razlikuju od standardnih, ovaj se potencijal mora ponovno izračunati. Kako bi to učinio, njemački znanstvenik Nernst razvio je izraz koji povezuje standardni potencijal baterije s njezinim potencijalom u različitim uvjetima, koji glasi:

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

Q je reakcijski kvocijent, a R izražen u J/mol. K.

Uobičajeno je pronaći različite ili pojednostavljene izraze Nernstove jednadžbe, na primjer, ako pripišemo temperatura od 298 K u proces i pretvara logaritam prirodan u decimalnom logaritmu, izraz rezultira:

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

Lako je prepoznati da kada ćelija počne raditi i reaktanti se potroše stvarajući proizvode, vrijednost Q počinje rasti, prema njegovoj definiciji, sve dok \(∆E\)=0. U ovom trenutku sustav je u ravnoteži i Q = Keq.

Pogledajmo primjer Nernstove jednadžbe primijenjene na Daniellovu ćeliju. Podsjećajući da je standardni potencijal bio 1,1 V (kao što smo vidjeli ranije), ako mijenjamo koncentracije, pretpostavimo da sada imamo otopine Cu⁺² od 0,3 mol/L i Zn⁺² od 3 mol/L (umjesto 1 mol/L). Stanični potencijal na 298 K dat će se kao:

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