Следните две полуреакции се използват за образуване на ан електрохимична клетка:
Окисляването:
ТАКА2(ж) + 2Н20 (ℓ) → SO4-(aq) + 4Н+(aq) + 2 е- E °вол = -0,20 V
Намаление:
Cr2О72-(aq) + 14Н+(aq) + 6 e- → 2 Кр3+(aq) + 7Н2O (ℓ) E °червен = +1,33 V
Каква е равновесната константа на комбинираната клетъчна реакция при 25 ° С?
Полукиселинната реакция на окисляване произвежда 2 електрони и полуреакцията на редукцията се нуждае от 6 електрона. За да балансирате таксата, реакцията на окисляване трябва да се умножи по коефициент 3.
3 ТАКА2(ж) + 6Н20 (ℓ) → 3 SO4-(aq) + 12 H+(aq) + 6 e-
+ Кр2О72-(aq) + 14Н+(aq) + 6 e- → 2 Кр3+(aq) + 7Н2О (ℓ)
3 ТАКА2(ж) + Кр2О72-(aq) + 2Н+(aq) → 3 SO4-(aq) + 2 Кр3+(aq) + H2О (ℓ)
от балансиране на уравнението, сега знаем общия брой на електроните, разменени в реакцията. Тази реакция обменя шест електрона.
Стъпка 2: Изчислете потенциала на клетката.
Това електрохимичен клетъчен EMF пример проблем показва как да изчислим потенциала на клетката от стандартните редукционни потенциали. **
E °клетка = E °вол + E °червен
E °клетка = -0,20 V + 1,33 V
E °клетка = +1.13 V
Стъпка 3: Намерете равновесната константа, K.
Когато реакцията е в равновесие, промяната на свободната енергия е равна на нула.
Промяната на свободната енергия на електрохимична клетка е свързана с клетъчния потенциал на уравнението:
ΔG = -nFEклетка
където
ΔG е свободната енергия на реакцията
n е броя на бенките електрони, разменени в реакцията
F е константа на Фарадей (96484.56 C / mol)
Е е клетъчният потенциал.
Най-клетъчен потенциал и пример за свободна енергия показва как да се изчисли безплатна енергия на редокс реакция.
Ако ΔG = 0:, решете за Eклетка
0 = -nFEклетка
Eклетка = 0 V
Това означава, че при равновесие потенциалът на клетката е нулев. Реакцията напредва напред и назад със същата скорост, което означава, че няма нетен електронен поток. Без електронен поток няма ток и потенциалът е равен на нула.
Сега има достатъчно информация, за да се използва уравнението на Нернст, за да се намери равновесната константа.
Уравнението на Нернст е:
Eклетка = E °клетка - (RT / nF) x лог10Q
където
Eклетка е клетъчният потенциал
E °клетка се отнася до стандартен клетъчен потенциал
R е константа на газ (8,3145 J / mol · K)
Т е абсолютна температура
n е броят на молите електрони, прехвърлени чрез реакцията на клетката
F е Константата на Фарадей (96484,56 С / мол)
Q е коефициент на реакцията
** на Пример за уравнението на Нернст показва как да използвате уравнението на Nernst за изчисляване на потенциала на клетката на нестандартна клетка. **
При равновесие реакционният коефициент Q е равновесната константа, K. Това прави уравнението:
Eклетка = E °клетка - (RT / nF) x лог10K
От горе знаем следното:
Eклетка = 0 V
E °клетка = +1.13 V
R = 8,3145 J / mol · K
Т = 25 & ° С = 298.15 К
F = 96484,56 С / мол
n = 6 (шест електрона се прехвърлят в реакцията)
Решете за K:
0 = 1,13 V - [(8,3145 J / mol · K x 298,15 K) / (6 x 96484,56 C / mol)] лог10K
-1,13 V = - (0,004 V) лог10K
дневник10K = 282.5
К = 10282.5
К = 10282.5 = 100.5 х 10282
K = 3,16 x 10282
Отговор:
Константата на равновесие в окислителната реакция на клетката е 3,16 х 10282.