Vad är standardpotentialen och vad definierar Nernst-ekvationen?

Standardelektrodpotentialen definieras som spänningen under standardförhållanden för en halvcell eller halvcell, med väteelektroden som referenselektrod. Samtidigt är Nernst-ekvationen den som gör det möjligt att beräkna potentialvariationen när koncentrations- och tryckvärdena avviker från standardvärdena.

Citat (APA)

Candela Rocío Barbisan | aug. 2022
Kemi ingenjör

Först och främst är det nödvändigt att förstå begreppet cellpotential. När man förbereder en cell galvanisk eller batteri Energi av redoxreaktionen produceras av rörelse av elektroner genom en ledare beroende på kopplingarnas kapacitet för att tillåta det flödet, enligt styrka drivkraft Denna elektriska magnitud mäts genom potentialskillnaden eller Spänning och är känd som elektromotorisk kraft eller FEM. Denna EMF kan mätas genom till exempel en voltmeter.

När denna potentialskillnad mäts under standardförhållanden är den känd som standardelektrodpotentialen eller \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) eller \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). Standardförhållanden avser koncentrationer av rena fasta ämnen och vätskor på 1 mol/L och gaser vid 1 atm tryck.

Eftersom det inte är möjligt att mäta potentialen hos en isolerad elektrod, krävs ett flöde av elektroner mellan två elektroder. poler, kan potentialen för en elektrod bestämmas genom att tilldela nollvärdet till en av dem och känna till ∆E för cell. För att göra detta mäts potentialskillnaden mot en referens, standardväteelektroden (SHE), där platinaelektroden (inert) Den är innesluten i ett glasrör där gasformigt väte bubblas vid ett partialtryck av 1 atm, i en viss lösning vid 25ºC och 1 mol/L av koncentration. Enligt konvention är potentialvärdet för denna elektrod under de nämnda standardförhållandena 0 V, eftersom oxidationen av H sker i den.₂ (g) och minskningen av H⁺ i lösning.

Låt oss se fallet tillämpat på Daniell-cellen, där standardpotentialerna för elektroderna enligt tabellerade värden är: för oxidation av Zn (s) -0,76 V och för reduktion av Cu+2, 0,34 V. Då blir värdet på \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) resultatet av att skillnaden mellan standardreduktions- och oxidationspotentialerna är: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Eftersom \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) är positiv är reaktionen spontan.

Det finns ett samband mellan cellens standardpotential och dess konstant. Balans. Vi vet att den vanliga fria reaktionsenergin är:

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

Där n är antalet elektroner som spelar in i redoxprocessen, F är Faradays konstant (96485) C/mol elektroner) och \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) cellens potentialskillnad under förhållanden standarder.

På samma sätt är \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) relaterad till processens jämviktskonstant:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Genom att likställa båda uttrycken kan förhållandet mellan jämviktskonstanten K och standardpotentialen hittas:

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

Om man nu antar att oxidations-reduktionsreaktionen utförs under förhållanden som skiljer sig från de vanliga, måste denna potential omräknas. För att göra detta utvecklade den tyske forskaren Nernst ett uttryck som relaterar batteriets standardpotential till dess potential under olika förhållanden, nämligen:

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

Q är reaktionskvoten och R uttryckt i J/mol. K.

Det är vanligt att hitta olika eller förenklade uttryck för Nernst-ekvationen, till exempel om vi tillskriver en temperatur på 298 K till processen och konverterar logaritm naturligt i decimallogaritm, uttrycket resulterar i:

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

Det är lätt att identifiera att när cellen börjar arbeta och reaktanter förbrukas och genererar produkter, börjar värdet på Q att öka, enligt dess definition, tills \(∆E\)=0. I detta ögonblick är systemet i jämvikt och Q = Keq.

Låt oss se ett exempel på Nernst-ekvationen tillämpad på Daniell-cellen. Med tanke på att standardpotentialen var 1,1 V (som vi såg tidigare), om vi varierar koncentrationerna, anta att vi nu har lösningar av Cu⁺² av 0,3 mol/L och Zn⁺² på 3 mol/L (istället för 1 mol/L). Cellpotentialen vid 298 K skulle ges av:

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