Wat is het standaardpotentiaal en wat definieert de Nernst-vergelijking?

De standaard elektrodepotentiaal wordt gedefinieerd als de spanning onder standaardomstandigheden van een halve cel of halve cel, waarbij de waterstofelektrode als referentie-elektrode wordt genomen. Ondertussen is de Nernst-vergelijking degene die het mogelijk maakt de potentiële variatie te berekenen wanneer de concentratie- en drukwaarden afwijken van de standaardwaarden.

Citaat (APA)

Candela Rocio Barbisan | aug. 2022
Chemisch ingenieur

Allereerst is het noodzakelijk om het concept van celpotentiaal te begrijpen. Bij het bereiden van een cel galvanisch of batterij Energie van de redoxreactie wordt geproduceerd door de beweging van elektronen door een geleider afhankelijk van de capaciteit van de koppelingen om die stroom toe te laten, volgens de kracht drijvende kracht Deze elektrische grootte wordt gemeten door het potentiaalverschil of Spanning en staat bekend als elektromotorische kracht of FEM. Deze EMF kan bijvoorbeeld worden gemeten met een voltmeter.

Wanneer dit potentiaalverschil wordt gemeten onder standaardomstandigheden, staat het bekend als de standaard elektrodepotentiaal of \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) of \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Standaardomstandigheden verwijzen naar concentraties van zuivere vaste stoffen en vloeistoffen van 1 mol/L en gassen bij een druk van 1 atm.

Aangezien het niet mogelijk is om de potentiaal van een geïsoleerde elektrode te meten, is een stroom van elektronen tussen twee elektroden vereist. polen, kan de potentiaal van een elektrode worden bepaald door de nulwaarde toe te kennen aan een van hen en ∆E van de cel. Hiervoor wordt het potentiaalverschil gemeten met een referentie, de standaard waterstofelektrode (SHE), waarbij de platina-elektrode (inert) Het is ingesloten in een glazen buis waar gasvormige waterstof wordt geborreld bij een partiële druk van 1 atm, in een bepaalde oplossing bij 25ºC en 1 mol/L van concentratie. Volgens afspraak is de potentiaalwaarde van deze elektrode onder de genoemde standaardomstandigheden 0 V, omdat daarin de oxidatie van H plaatsvindt.₂ (g) en de reductie van H⁺ in oplossing.

Laten we het geval zien dat wordt toegepast op de Daniell-cel, waar volgens getabelleerde waarden de standaardpotentialen van de elektroden zijn: voor de oxidatie van Zn (s) -0,76 V en voor de reductie van Cu + 2, 0,34 V. De waarde van \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) resulteert dan uit het verschil tussen de standaard reductie- en oxidatiepotentialen: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Aangezien \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) positief is, is de reactie spontaan.

Er is een verband tussen de standaardpotentiaal van de cel en zijn constante. Evenwicht. We weten dat de standaard vrije reactie-energie is:

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

Waar n het aantal elektronen is dat een rol speelt in het redoxproces, is F de constante van Faraday (96485 C/mol elektronen) en \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)het potentiaalverschil van de cel onder omstandigheden normen.

Evenzo is \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) gerelateerd aan de evenwichtsconstante van het proces:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Door beide uitdrukkingen gelijk te stellen, kan de relatie tussen de evenwichtsconstante K en de standaardpotentiaal worden gevonden:

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

Nu, ervan uitgaande dat de oxidatie-reductiereactie wordt uitgevoerd onder andere omstandigheden dan de standaard, moet deze potentiaal opnieuw worden berekend. Om dit te doen, ontwikkelde de Duitse wetenschapper Nernst een uitdrukking die het standaardpotentieel van de batterij relateert aan zijn potentieel onder verschillende omstandigheden, namelijk:

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

Q is het reactiequotiënt en R uitgedrukt in J/mol. K.

Het is gebruikelijk om verschillende of vereenvoudigde uitdrukkingen van de Nernst-vergelijking te vinden, bijvoorbeeld als we a. toeschrijven temperatuur- van 298 K naar het proces en converteert de logaritme natuurlijk in decimale logaritme, de uitdrukking resulteert in:

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

Het is gemakkelijk te herkennen dat wanneer de cel begint te werken en reactanten worden verbruikt die producten genereren, de waarde van Q begint toe te nemen, volgens zijn definitie, tot \(∆E\)=0. Op dit moment is het systeem in evenwicht en Q = Keq.

Laten we een voorbeeld bekijken van de Nernst-vergelijking toegepast op de Daniell-cel. Bedenk dat de standaardpotentiaal 1,1 V was (zoals we eerder zagen), als we de concentraties variëren, stel dat we nu oplossingen van Cu hebben⁺² van 0,3 mol/L en Zn⁺² van 3 mol/L (in plaats van 1 mol/L). De celpotentiaal bij 298 K zou worden gegeven door:

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