Kaj je standardni potencial in kaj opredeljuje Nernstovo enačbo?

Standardni potencial elektrode je definiran kot napetost pri standardnih pogojih polcelice ali polcelice, pri čemer je vodikova elektroda referenčna elektroda. Medtem je Nernstova enačba tista, ki omogoča izračun potencialne variacije, ko vrednosti koncentracije in tlaka odstopajo od standardnih vrednosti.

Citat (APA)

Candela Rocío Barbisan | avg. 2022
Kemijski inženir

Najprej je treba razumeti koncept celičnega potenciala. Pri pripravi a celica galvansko ali baterijsko Energija redoks reakcije proizvaja premikanje elektronov skozi prevodnik, odvisno od zmogljivosti sklopk, ki omogočajo ta pretok, glede na moč gonilna sila Ta električna veličina se meri preko potencialne razlike oz Napetost in je znan kot elektromotorna sila ali FEM. To EMF je mogoče izmeriti na primer z voltmetrom.

Ko je ta potencialna razlika izmerjena pod standardnimi pogoji, je znana kot standardni elektrodni potencial ali \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) ali \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Standardni pogoji se nanašajo na koncentracije čistih trdnih snovi in ​​tekočin 1 mol/L ter plinov pri tlaku 1 atm.

Ker ni mogoče izmeriti potenciala izolirane elektrode, je potreben pretok elektronov med dvema elektrodama. polov lahko potencial elektrode določimo tako, da enemu od njih pripišemo ničelno vrednost in poznamo ∆E celica. Da bi to naredili, se izmeri potencialna razlika glede na referenco, standardno vodikovo elektrodo (SHE), kjer je platinska elektroda (inertna) Zaprt je v stekleno cev, kjer se pri parcialnem tlaku 1 atm uvaja plinasti vodik v določeni raztopini pri 25 °C in 1 mol/L koncentracija. Po dogovoru je potencialna vrednost te elektrode pri omenjenih standardnih pogojih 0 V, saj v njej poteka oksidacija H.₂ (g) in zmanjšanje H⁺ v raztopini.

Oglejmo si primer na Daniellovi celici, kjer so po tabeliranih vrednostih standardni potenciali elektrod: za oksidacijo Zn (s) -0,76 V in za redukcijo Cu+2 0,34 V. Potem je vrednost \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) posledica razlike med standardnim redukcijskim in oksidacijskim potencialom, ki je: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Ker je \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) pozitiven, je reakcija spontana.

Obstaja povezava med standardnim potencialom celice in njeno konstanto. Ravnovesje. Vemo, da je standardna prosta energija reakcije:

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

Kjer je n število elektronov, ki pridejo v poštev v redoks procesu, je F Faradayeva konstanta (96485 C/mol elektronov) in \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) potencialna razlika celice pod pogoji standardi.

Podobno je \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) povezano z ravnotežno konstanto procesa:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Z enačenjem obeh izrazov lahko najdemo razmerje med ravnotežno konstanto K in standardnim potencialom:

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

Ob predpostavki, da se oksidacijsko-redukcijska reakcija izvaja pod pogoji, ki se razlikujejo od standardnih, je treba ta potencial ponovno izračunati. Da bi to naredil, je nemški znanstvenik Nernst razvil izraz, ki povezuje standardni potencial baterije z njenim potencialom v različnih pogojih, ki je:

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

Q je reakcijski količnik, R pa izražen v J/mol. K.

Običajno je najti različne ali poenostavljene izraze Nernstove enačbe, če na primer pripišemo temperaturo 298 K v proces in pretvori logaritem naravno v decimalnem logaritmu, rezultat izraza:

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

Zlahka je prepoznati, da ko začne celica delovati in se reaktanti porabijo za ustvarjanje produktov, začne vrednost Q naraščati, v skladu z njeno definicijo, dokler \(∆E\)=0. V tem trenutku je sistem v ravnovesju in Q = Keq.

Oglejmo si primer Nernstove enačbe, uporabljene za Daniellovo celico. Če spomnimo, da je bil standardni potencial 1,1 V (kot smo videli prej), če spreminjamo koncentracije, predpostavimo, da imamo zdaj raztopine Cu⁺² 0,3 mol/L in Zn⁺² 3 mol/L (namesto 1 mol/L). Potencial celice pri 298 K bi bil podan z:

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