Apa Potensi Standar dan apa yang mendefinisikan Persamaan Nernst?

Potensial elektroda standar didefinisikan sebagai tegangan di bawah kondisi standar setengah sel atau setengah sel, dengan menggunakan elektroda hidrogen sebagai elektroda referensi. Sementara itu, Persamaan Nernst adalah yang memungkinkan untuk menghitung variasi potensial ketika nilai konsentrasi dan tekanan menyimpang dari nilai standar.

Kutipan (APA)

Candela Rocio Barbisan | Agustus 2022
Insinyur kimia

Pertama-tama, perlu memahami konsep potensial sel. Saat mempersiapkan sel galvanik atau baterai Energi reaksi redoks dihasilkan oleh pergerakan elektron melalui konduktor tergantung pada kapasitas kopling untuk memungkinkan aliran itu, menurut kekuatan penggerak Besaran listrik ini diukur melalui beda potensial atau voltase dan dikenal sebagai gaya gerak listrik atau FEM. EMF ini dapat diukur melalui voltmeter, misalnya.

Bila perbedaan potensial ini diukur dalam kondisi standar, ini dikenal sebagai Potensial Elektroda Standar atau \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) atau \(∆{{E}^{{}^ \sir }}\). Kondisi standar mengacu pada konsentrasi padatan dan cairan murni sebesar 1 mol/L dan gas pada tekanan 1 atm.

Karena tidak mungkin untuk mengukur potensi elektroda yang terisolasi, aliran elektron antara dua elektroda diperlukan. kutub, potensial elektroda dapat ditentukan dengan menetapkan nilai nol ke salah satu dari mereka dan mengetahui E dari kutub sel. Untuk melakukan ini, perbedaan potensial diukur terhadap referensi, elektroda hidrogen standar (SHE), di mana elektroda platinum (inert) Itu tertutup dalam tabung kaca di mana gas hidrogen digelembungkan pada tekanan parsial 1 atm, dalam larutan tertentu pada 25ºC dan 1 mol/L konsentrasi. Berdasarkan kesepakatan, nilai potensial elektroda ini pada kondisi standar yang disebutkan adalah 0 V, karena oksidasi H terjadi di dalamnya.₂ (g) dan reduksi H⁺ dalam larutan.

Mari kita lihat kasus yang diterapkan pada Sel Daniell, di mana dengan nilai yang ditabulasikan, potensial standar elektroda adalah: untuk oksidasi Zn (s) -0,76 V dan untuk reduksi Cu+2, 0,34 V. Maka, nilai \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) dihasilkan dari selisih antara potensial reduksi dan oksidasi standar: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Karena \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) positif, reaksinya spontan.

Ada hubungan antara potensial standar sel dan konstanta. Keseimbangan. Kita tahu bahwa energi bebas standar reaksi adalah:

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

Dimana n adalah jumlah elektron yang ikut bermain dalam proses redoks, F adalah konstanta Faraday (96485 C/mol elektron) dan \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)beda potensial sel dalam kondisi standar.

Demikian juga, \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) terkait dengan konstanta kesetimbangan proses:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Dengan menyamakan kedua ekspresi, hubungan antara konstanta kesetimbangan K dan potensial standar dapat ditemukan:

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

Sekarang, dengan asumsi bahwa reaksi oksidasi-reduksi dilakukan di bawah kondisi yang berbeda dari yang standar, potensi ini harus dihitung ulang. Untuk melakukan ini, ilmuwan Jerman Nernst mengembangkan ekspresi yang menghubungkan potensial standar baterai dengan potensinya dalam kondisi yang berbeda, menjadi:

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

Q adalah hasil bagi reaksi dan R dinyatakan dalam J/mol. K

Hal ini umum untuk menemukan ekspresi yang berbeda atau disederhanakan dari Persamaan Nernst, misalnya, jika kita atribut a suhu dari 298 K ke proses dan mengubah logaritma natural dalam logaritma desimal, ekspresi menghasilkan:

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

Mudah diidentifikasi bahwa ketika sel mulai bekerja dan reaktan dikonsumsi menghasilkan produk, nilai Q mulai meningkat, menurut definisinya, sampai \(∆E\)=0. Pada saat ini, sistem berada dalam kesetimbangan dan Q = Keq.

Mari kita lihat contoh Persamaan Nernst yang diterapkan pada Sel Daniell. Mengingat bahwa potensial standar adalah 1,1 V (seperti yang kita lihat sebelumnya), jika kita memvariasikan konsentrasi, misalkan kita sekarang memiliki larutan Cu⁺² dari 0,3 mol/L dan Zn⁺² dari 3 mol/L (bukan 1 mol/L). Potensial sel pada 298 K akan diberikan oleh:

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