Hva er standardpotensialet og hva definerer Nernst-ligningen?

Standardelektrodepotensialet er definert som spenningen under standardforhold for en halvcelle eller halvcelle, og tar hydrogenelektroden som referanseelektrode. I mellomtiden er Nernst-ligningen den som gjør det mulig å beregne potensiell variasjon når konsentrasjons- og trykkverdiene avviker fra standardverdiene.

Sitat (APA)

Candela Rocío Barbisan | august 2022
Kjemisk ingeniør

Først av alt er det nødvendig å forstå konseptet med cellepotensial. Når du forbereder en celle galvanisk eller batteri Energi av redoksreaksjonen produseres av bevegelse av elektroner gjennom en leder avhengig av kapasiteten til koblingene for å tillate den strømmen, i henhold til styrke drivkraft Denne elektriske størrelsen måles gjennom potensialforskjellen eller Spenning og er kjent som elektromotorisk kraft eller FEM. Denne EMF kan måles gjennom et voltmeter, for eksempel.

Når denne potensialforskjellen måles under standardforhold, er den kjent som standard elektrodepotensial eller \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) eller \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Standardbetingelser refererer til konsentrasjoner av rene faste stoffer og væsker på 1 mol/L og gasser ved 1 atm trykk.

Siden det ikke er mulig å måle potensialet til en isolert elektrode, er det nødvendig med en strøm av elektroner mellom to elektroder. poler, kan potensialet til en elektrode bestemmes ved å tilordne nullverdien til en av dem og vite ∆E av celle. For å gjøre dette måles potensialforskjellen mot en referanse, standard hydrogenelektrode (SHE), hvor platinaelektroden (inert) Den er innelukket i et glassrør hvor gassformig hydrogen bobles ved et partialtrykk på 1 atm, i en bestemt løsning ved 25ºC og 1 mol/L av konsentrasjon. Etter konvensjon er potensialverdien til denne elektroden under de nevnte standardforholdene 0 V, siden oksidasjonen av H skjer i den.₂ (g) og reduksjonen av H⁺ i løsning.

La oss se tilfellet brukt på Daniell-cellen, der standardpotensialene til elektrodene ved tabellverdier er: for oksidasjon av Zn (s) -0,76 V og for reduksjon av Cu+2, 0,34 V. Deretter er verdien av \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) et resultat av at forskjellen mellom standard reduksjons- og oksidasjonspotensiale er: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Siden \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) er positiv, er reaksjonen spontan.

Det er en sammenheng mellom standardpotensialet til cellen og dens konstant. Balansere. Vi vet at standard fri reaksjonsenergi er:

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

Der n er antall elektroner som spiller inn i redoksprosessen, F er Faradays konstant (96485) C/mol elektroner) og \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)potensialforskjellen til cellen under forhold standarder.

På samme måte er \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) relatert til prosessens likevektskonstant:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Ved å likestille begge uttrykkene kan forholdet mellom likevektskonstanten K og standardpotensialet finnes:

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

Nå, forutsatt at oksidasjons-reduksjonsreaksjonen utføres under andre forhold enn standard, må dette potensialet beregnes på nytt. For å gjøre dette utviklet den tyske forskeren Nernst et uttrykk som relaterer standardpotensialet til batteriet til dets potensial under forskjellige forhold, nemlig:

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

Q er reaksjonskvotienten og R uttrykt i J/mol. K.

Det er vanlig å finne forskjellige eller forenklede uttrykk for Nernst-ligningen, for eksempel hvis vi tilskriver en temperatur på 298 K til prosessen og konverterer logaritme naturlig i desimallogaritme, resulterer uttrykket i:

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

Det er lett å identifisere at når cellen begynner å fungere og reaktanter forbrukes og genererer produkter, begynner verdien av Q å øke, i henhold til dens definisjon, til \(∆E\)=0. I dette øyeblikket er systemet i likevekt og Q = Keq.

La oss se et eksempel på Nernst-ligningen brukt på Daniell-cellen. Når vi husker at standardpotensialet var 1,1 V (som vi så tidligere), hvis vi varierer konsentrasjonene, anta at vi nå har løsninger av Cu⁺² på 0,3 mol/L og Zn⁺² på 3 mol/L (i stedet for 1 mol/L). Cellepotensialet ved 298 K vil bli gitt av:

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