Mi a standard potenciál és mi határozza meg a Nernst-egyenletet?

A standard elektródpotenciál a félcella vagy félcella szabványos körülményei között fennálló feszültség, a hidrogénelektródát tekintve referenciaelektródának. Eközben a Nernst-egyenlet az, amely lehetővé teszi a potenciálváltozás kiszámítását, ha a koncentráció és a nyomásértékek eltérnek a standard értékektől.

Idézet (APA)

Candela Rocío Barbisan | augusztus 2022
Vegyészmérnök

Először is meg kell érteni a sejtpotenciál fogalmát. Elkészítésénél a sejt galvanikus vagy akkumulátoros Energia a redox reakciót a mozgalom Az elektronok egy vezetőn keresztül a csatolások kapacitásától függően, hogy lehetővé tegye azt az áramlást, a szerint erő hajtóerő Ezt az elektromos nagyságot a potenciálkülönbségen, ill feszültség és néven ismert elektromos erő vagy FEM. Ez az EMF például voltmérővel mérhető.

Ha ezt a potenciálkülönbséget szabványos körülmények között mérik, akkor ezt szabványos elektródpotenciálnak vagy \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) vagy \(∆{{E}^{{}^) nevezik. \circ }}\). A standard feltételek a tiszta szilárd anyagok és folyadékok 1 mol/l koncentrációjára, valamint a gázok 1 atm nyomáson történő koncentrációjára vonatkoznak.

Mivel egy izolált elektróda potenciálját nem lehet mérni, két elektróda között elektronáramlásra van szükség. pólusok esetén az elektróda potenciálja úgy határozható meg, hogy az egyikhez nulla értéket rendelünk, és ismerjük a ∆E értékét. sejt. Ehhez mérjük a potenciálkülönbséget egy referencia, a standard hidrogénelektróda (SHE) alapján, ahol a platinaelektród (inert) Üvegcsőbe van zárva, ahol 1 atm parciális nyomáson gáznemű hidrogént buborékoltatnak, bizonyos oldatban 25ºC-on és 1 mol/l koncentráció. Megállapodás szerint ennek az elektródának a potenciálértéke az említett standard körülmények között 0 V, mivel a H oxidációja megy végbe benne.₂ (g) és a H redukciója⁺ megoldásban.

Nézzük a Daniell Cell esetét, ahol táblázatos értékek szerint az elektródák standard potenciáljai: Zn (s) oxidációjára -0,76 V, Cu+2 redukciójára pedig 0,34 V. Ekkor a \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) értéke abból adódik, hogy a standard redukciós és oxidációs potenciál különbsége: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Mivel \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) pozitív, a reakció spontán.

Összefüggés van a sejt standard potenciálja és állandója között. Egyensúly. Tudjuk, hogy a reakció standard szabad energiája:

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

Ahol n a redox folyamatban szerepet játszó elektronok száma, F Faraday állandója (96485 C/mol elektron) és \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)a cella potenciálkülönbsége adott körülmények között szabványoknak.

Hasonlóképpen, a \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) a folyamat egyensúlyi állandójához kapcsolódik:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

A két kifejezés egyenlővé tételével a K egyensúlyi állandó és a standard potenciál közötti összefüggés megtalálható:

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

Most, feltételezve, hogy az oxidációs-redukciós reakció a szokásostól eltérő körülmények között megy végbe, ezt a potenciált újra kell számolni. Ennek érdekében a német tudós, Nernst kifejlesztett egy kifejezést, amely az akkumulátor standard potenciálját a különféle körülmények között fennálló potenciáljával hozza összefüggésbe:

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

Q a reakcióhányados és R J/mol-ban van kifejezve. K.

Gyakran előfordul, hogy a Nernst-egyenlet különböző vagy egyszerűsített kifejezéseit találjuk, például ha egy hőfok 298 K-ról a folyamatra, és átalakítja a logaritmus természetes decimális logaritmusban, a kifejezés eredménye:

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

Könnyen beazonosítható, hogy amikor a cella elkezd dolgozni, és a reagensek elfogynak a termékek előállításához, akkor Q értéke definíciója szerint növekedni kezd \(∆E\)=0-ig. Ebben a pillanatban a rendszer egyensúlyban van és Q = Keq.

Nézzünk egy példát a Nernst-egyenletre, amelyet a Daniell Cell-re alkalmazunk. Emlékeztetve arra, hogy a standard potenciál 1,1 V volt (ahogy korábban láttuk), ha változtatjuk a koncentrációkat, tegyük fel, hogy most rézoldatokkal rendelkezünk.⁺² 0,3 mol/l és Zn⁺² 3 mol/l (1 mol/l helyett). A sejtpotenciál 298 K hőmérsékleten a következőképpen adódik:

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