Qual è il potenziale standard e cosa definisce l'equazione di Nernst?

Il potenziale dell'elettrodo standard è definito come la tensione in condizioni standard di una semicella o semicella, prendendo l'elettrodo di idrogeno come elettrodo di riferimento. Nel frattempo, l'equazione di Nernst è quella che permette di calcolare la variazione potenziale quando i valori di concentrazione e pressione si discostano dai valori standard.

Preventivo (APA)

Candela Rocio Barbisan | agosto 2022
Ingegnere chimico

Prima di tutto, è necessario comprendere il concetto di potenziale cellulare. Quando si prepara un cellula galvanico o a batteria Energia della reazione redox è prodotto dal movimento di elettroni attraverso un conduttore a seconda della capacità degli accoppiamenti di consentire quel flusso, secondo il forza forza motrice Questa grandezza elettrica è misurata attraverso la differenza di potenziale o voltaggio ed è conosciuto come forza elettromotiva o FEM. Questo EMF può essere misurato attraverso un voltmetro, per esempio.

Quando questa differenza di potenziale viene misurata in condizioni standard, è nota come potenziale elettrodo standard o \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) o \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Le condizioni standard si riferiscono a concentrazioni di solidi e liquidi puri di 1 mol/L e gas alla pressione di 1 atm.

Poiché non è possibile misurare il potenziale di un elettrodo isolato, è necessario un flusso di elettroni tra due elettrodi. poli, il potenziale di un elettrodo può essere determinato assegnando il valore zero a uno di essi e conoscendo ∆E del cellula. Per fare ciò, la differenza di potenziale viene misurata rispetto a un riferimento, l'elettrodo di idrogeno standard (SHE), dove l'elettrodo di platino (inerte) È racchiuso in un tubo di vetro dove viene fatto gorgogliare idrogeno gassoso ad una pressione parziale di 1 atm, in una certa soluzione a 25ºC e 1 mol/L di concentrazione. Per convenzione, il valore potenziale di questo elettrodo nelle condizioni standard citate è 0 V, poiché in esso avviene l'ossidazione di H.₂ (g) e la riduzione di H⁺ in soluzione.

Vediamo il caso applicato alla cella di Daniell, dove per valori tabulati i potenziali standard degli elettrodi sono: per l'ossidazione di Zn(s) -0,76 V e per la riduzione di Cu+2, 0,34 V. Quindi, il valore di \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) risulta dalla differenza tra i potenziali standard di riduzione e ossidazione: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Poiché \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) è positivo, la reazione è spontanea.

Esiste una relazione tra il potenziale standard della cellula e la sua costante. Equilibrio. Sappiamo che l'energia libera standard di reazione è:

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

Dove n è il numero di elettroni che entrano in gioco nel processo redox, F è la costante di Faraday (96485 C/mole di elettroni) e \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)la differenza di potenziale della cellula in condizioni standard.

Allo stesso modo, \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) è correlato alla costante di equilibrio del processo:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Uguagliando entrambe le espressioni, si può trovare la relazione tra la costante di equilibrio K e il potenziale standard:

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

Ora, supponendo che la reazione di ossidoriduzione avvenga in condizioni diverse da quelle standard, questo potenziale deve essere ricalcolato. Per fare ciò, lo scienziato tedesco Nernst ha sviluppato un'espressione che mette in relazione il potenziale standard della batteria con il suo potenziale in diverse condizioni, essendo:

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

Q essendo il quoziente di reazione e R espresso in J/mol. K.

È comune trovare espressioni diverse o semplificate dell'equazione di Nernst, ad esempio, se attribuiamo a temperatura di 298 K al processo e converte il logaritmo naturale in logaritmo decimale, l'espressione risulta in:

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

È facilmente individuabile che quando la cellula inizia a funzionare e i reagenti vengono consumati generando prodotti, il valore di Q inizia ad aumentare, secondo la sua definizione, fino a \(∆E\)=0. In questo momento il sistema è in equilibrio e Q = Keq.

Vediamo un esempio dell'equazione di Nernst applicata alla cella di Daniell. Ricordando che il potenziale standard era 1,1 V (come abbiamo visto in precedenza), se variamo le concentrazioni, supponiamo di avere ora soluzioni di Cu⁺² di 0,3 mol/L e Zn⁺² di 3 mol/L (anziché 1 mol/L). Il potenziale cellulare a 298 K sarebbe dato da:

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