Co to jest potencjał standardowy i co definiuje równanie Nernsta?

Potencjał standardowej elektrody definiuje się jako napięcie w standardowych warunkach półogniwa lub półogniwa, przyjmując elektrodę wodorową jako elektrodę odniesienia. Tymczasem równanie Nernsta to takie, które pozwala obliczyć potencjalną zmienność, gdy wartości stężenia i ciśnienia odbiegają od wartości standardowych.

Wycena (APA)

Candela Rocío Barbisan | Sierpnia 2022
Inżynier chemiczny

Przede wszystkim konieczne jest zrozumienie pojęcia potencjału komórki. Podczas przygotowywania komórka galwaniczne lub akumulatorowe Energia reakcji redoks jest wytwarzana przez ruch elektronów przez przewodnik w zależności od zdolności sprzężeń, aby umożliwić ten przepływ, zgodnie z siła siła napędowa Ta wielkość elektryczna jest mierzona przez różnicę potencjałów lub Napięcie i jest znany jako siła elektromotoryczna lub MES. EMF można zmierzyć na przykład za pomocą woltomierza.

Gdy ta różnica potencjałów jest mierzona w standardowych warunkach, jest ona znana jako Standardowy Potencjał Elektrody lub \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) lub \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Standardowe warunki odnoszą się do stężeń czystych ciał stałych i cieczy 1 mol/L oraz gazów pod ciśnieniem 1 atm.

Ponieważ nie można zmierzyć potencjału izolowanej elektrody, wymagany jest przepływ elektronów między dwiema elektrodami. biegunów, potencjał elektrody można określić, przypisując wartość zero do jednego z nich i znając ∆E komórka. W tym celu mierzy się różnicę potencjałów względem wzorca, standardowej elektrody wodorowej (SHE), gdzie elektroda platynowa (obojętna) Jest zamknięty w szklanej rurce, w której gazowy wodór jest przepuszczany pod ciśnieniem cząstkowym 1 atm, w określonym roztworze o temperaturze 25ºC i 1 mol/L stężenie. Umownie wartość potencjału tej elektrody w wymienionych standardowych warunkach wynosi 0 V, ponieważ zachodzi w niej utlenianie H.₂ (g) i redukcja H⁺ w rozwiązaniu.

Spójrzmy na przypadek zastosowany do ogniwa Daniella, gdzie za pomocą tabelarycznych wartości standardowe potencjały elektrod wynoszą: dla utleniania Zn(s) -0,76 V i dla redukcji Cu+2, 0,34 V. Wówczas wartość \(∆{{E}^{}^\circ }}\) wynika z różnicy pomiędzy standardowym potencjałem redukcyjnym i utleniającym wynoszącą: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Ponieważ \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) jest dodatnia, reakcja jest spontaniczna.

Istnieje związek między standardowym potencjałem komórki a jego stałą. Saldo. Wiemy, że standardowa energia swobodna reakcji to:

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

Gdzie n jest liczbą elektronów biorących udział w procesie redoks, F jest stałą Faradaya (96485 C/mol elektronów) i \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)różnica potencjałów komórki w warunkach standardy.

Podobnie \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) jest powiązane ze stałą równowagi procesu:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Zrównując oba wyrażenia, można znaleźć zależność między stałą równowagi K a potencjałem standardowym:

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

Teraz, zakładając, że reakcja utleniania-redukcji przebiega w warunkach innych niż standardowe, potencjał ten należy przeliczyć. Aby to zrobić, niemiecki naukowiec Nernst opracował wyrażenie, które wiąże standardowy potencjał akumulatora z jego potencjałem w różnych warunkach:

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

Q jest ilorazem reakcji, a R wyrażonym w J/mol. K.

Często można znaleźć różne lub uproszczone wyrażenia równania Nernsta, na przykład, jeśli przypisujemy a temperatura 298 K do procesu i przekształca logarytm naturalny w logarytmie dziesiętnym, wyrażenie daje w wyniku:

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

Łatwo zauważyć, że gdy komórka zaczyna pracować, a substraty zużywają się wytwarzając produkty, wartość Q zgodnie z jej definicją zaczyna rosnąć, aż do \(∆E\)=0. W tej chwili układ jest w równowadze i Q = Keq.

Zobaczmy przykład równania Nernsta zastosowanego do komórki Daniella. Przypominając, że standardowy potencjał wynosił 1,1 V (jak widzieliśmy wcześniej), jeśli zmieniamy stężenia, załóżmy, że mamy teraz roztwory Cu⁺² 0,3 mol/L i Zn⁺² 3 mol/L (zamiast 1 mol/L). Potencjał ogniwa przy 298 K byłby określony wzorem:

\(∆E=1,1~V-\frac{0,05916~V~}{2}\log \left( \frac{3}{0,3} \right)=1,07~V\)