Kas ir standarta potenciāls un kas definē Nernsta vienādojumu?

Standarta elektroda potenciāls ir definēts kā spriegums puselementa vai puselementa standarta apstākļos, par atskaites elektrodu ņemot ūdeņraža elektrodu. Tikmēr Nernsta vienādojums ir tas, kas ļauj aprēķināt potenciālās variācijas, kad koncentrācijas un spiediena vērtības atšķiras no standarta vērtībām.

Citāts (APA)

Candela Rocío Barbisan | augusts 2022
Ķīmijas inženieris

Pirmkārt, ir jāsaprot šūnu potenciāla jēdziens. Gatavojot a šūna galvaniskais vai akumulators Enerģija Redoksreakciju rada kustība elektronu izvadīšana caur vadītāju atkarībā no savienojumu jaudas, lai nodrošinātu šo plūsmu, saskaņā ar spēks dzinējspēks Šo elektrisko lielumu mēra ar potenciālu starpību vai spriegums un ir pazīstams kā elektromotora spēks vai FEM. Šo EML var izmērīt, piemēram, ar voltmetru.

Ja šo potenciālu starpību mēra standarta apstākļos, to sauc par standarta elektroda potenciālu vai \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) vai \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Standarta apstākļi attiecas uz tīru cietvielu un šķidrumu koncentrāciju 1 mol/L un gāzu 1 atm spiedienā.

Tā kā izolēta elektroda potenciālu nav iespējams izmērīt, ir nepieciešama elektronu plūsma starp diviem elektrodiem. poliem, elektroda potenciālu var noteikt, vienam no tiem piešķirot nulles vērtību un zinot ∆E šūna. Lai to izdarītu, potenciālu starpību mēra pret standartu, standarta ūdeņraža elektrodu (SHE), kur platīna elektrods (inerts) Tas ir ievietots stikla mēģenē, kurā tiek burbuļots gāzveida ūdeņradis ar parciālo spiedienu 1 atm, noteiktā šķīdumā 25ºC temperatūrā un 1 mol/l koncentrācija. Pēc vienošanās šī elektroda potenciālā vērtība minētajos standarta apstākļos ir 0 V, jo tajā notiek H oksidēšanās.₂ (g) un H samazināšana⁺ šķīdumā.

Apskatīsim gadījumu, kas attiecas uz Daniell Cell, kur pēc tabulas vērtībām elektrodu standarta potenciāli ir: Zn (s) oksidēšanai -0,76 V un Cu+2 reducēšanai - 0,34 V. Tad vērtību \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) iegūst no atšķirības starp standarta reducēšanas un oksidācijas potenciālu: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Tā kā \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) ir pozitīvs, reakcija ir spontāna.

Pastāv saistība starp šūnas standarta potenciālu un tā konstanti. Līdzsvars. Mēs zinām, ka reakcijas standarta brīvā enerģija ir:

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

Kur n ir redoksprocesā iesaistīto elektronu skaits, F ir Faradeja konstante (96485 C/mols elektronu) un \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) šūnas potenciālu starpība apstākļos standartiem.

Tāpat \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) ir saistīts ar procesa līdzsvara konstanti:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Pielīdzinot abas izteiksmes, var atrast sakarību starp līdzsvara konstanti K un standarta potenciālu:

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

Tagad, pieņemot, ka oksidēšanās-reducēšanas reakcija tiek veikta apstākļos, kas atšķiras no standarta, šis potenciāls ir jāpārrēķina. Lai to izdarītu, vācu zinātnieks Nernsts izstrādāja izteiksmi, kas saista akumulatora standarta potenciālu ar tā potenciālu dažādos apstākļos, proti:

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

Q ir reakcijas koeficients un R izteikts J/mol. K.

Ir ierasts atrast dažādas vai vienkāršotas Nernsta vienādojuma izteiksmes, piemēram, ja mēs attiecinām temperatūra no 298 K uz procesu un pārvērš logaritms dabisks decimāllogaritmā, izteiksme rada:

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

Ir viegli identificēt, ka tad, kad šūna sāk darboties un reaģenti tiek patērēti, radot produktus, Q vērtība saskaņā ar tās definīciju sāk pieaugt līdz \(∆E\)=0. Šajā brīdī sistēma ir līdzsvarā un Q = Keq.

Apskatīsim piemēru Nernsta vienādojumam, kas piemērots Daniela šūnai. Atgādinot, ka standarta potenciāls bija 1,1 V (kā mēs redzējām iepriekš), ja mēs mainām koncentrāciju, pieņemsim, ka mums tagad ir Cu šķīdumi⁺² 0,3 mol/L un Zn⁺² 3 mol/L (nevis 1 mol/L). Šūnu potenciālu pie 298 K nosaka šādi:

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