Die folgenden zwei Halbreaktionen werden verwendet, um eine zu bilden elektrochemische Zelle:
Oxidation:
SO2(g) + 2 H.20 (ℓ) → SO4-(aq) + 4 H.+(aq) + 2 e- E °Ochse = -0,20 V.
Die Ermäßigung:
Cr2Ö72-(aq) + 14 H.+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H.2O (ℓ) E °rot = +1,33 V.
Was ist die Gleichgewichtskonstante der kombinierten Zellreaktion bei 25 ° C?
Die Oxidationshalbreaktion ergibt 2 Elektronen und die Reduktionshalbreaktion braucht 6 Elektronen. Um die Gebühr auszugleichen, die Oxidationsreaktion muss mit dem Faktor 3 multipliziert werden.
3 SO2(g) + 6 H.20 (ℓ) → 3 SO4-(aq) + 12 H.+(aq) + 6 e-
+ Cr2Ö72-(aq) + 14 H.+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H.2O (ℓ)
3 SO2(g) + Cr2Ö72-(aq) + 2 H.+(aq) → 3 SO4-(aq) + 2 Cr3+(aq) + H.2O (ℓ)
Durch Ausgleich der GleichungJetzt kennen wir die Gesamtzahl der bei der Reaktion ausgetauschten Elektronen. Diese Reaktion tauschte sechs Elektronen aus.
Schritt 2: Berechnen Sie das Zellpotential.
Dies Beispielproblem für elektrochemische Zellen-EMF zeigt, wie das Zellpotential einer Zelle aus Standardreduktionspotentialen berechnet wird. **
E °Zelle = E °Ochse + E °rot
E °Zelle = -0,20 V + 1,33 V.
E °Zelle = +1,13 V.
Schritt 3: Finden Sie die Gleichgewichtskonstante K.
Wenn sich eine Reaktion im Gleichgewicht befindet, ist die Änderung der freien Energie gleich Null.
Die Änderung der freien Energie einer elektrochemischen Zelle hängt mit dem Zellpotential der Gleichung zusammen:
ΔG = -nFEZelle
wo
ΔG ist die freie Energie der Reaktion
n ist die Anzahl der Mol von Elektronen, die bei der Reaktion ausgetauscht wurden
F ist die Faradaysche Konstante (96484,56 C / mol)
E ist das Zellpotential.
DasBeispiel für Zellpotential und freie Energie zeigt, wie man berechnet freie Energie einer Redoxreaktion.
Wenn ΔG = 0: ist, lösen Sie nach E.Zelle
0 = -nFEZelle
E.Zelle = 0 V.
Dies bedeutet, dass im Gleichgewicht das Potential der Zelle Null ist. Die Reaktion verläuft mit der gleichen Geschwindigkeit vorwärts und rückwärts, was bedeutet, dass kein Nettoelektronenfluss vorliegt. Ohne Elektronenfluss gibt es keinen Strom und das Potential ist gleich Null.
Jetzt sind genügend Informationen bekannt, um die Nernst-Gleichung zu verwenden, um die Gleichgewichtskonstante zu finden.
Die Nernst-Gleichung lautet:
E.Zelle = E °Zelle - (RT / nF) x log10Q.
wo
E.Zelle ist das Zellpotential
E °Zelle bezieht sich auf das Standardzellpotential
R ist das Gaskonstante (8,3145 J / mol · K)
T ist das Absolute Temperatur
n ist die Anzahl der Mol Elektronen, die durch die Reaktion der Zelle übertragen werden
F ist Faradaysche Konstante (96484,56 C / mol)
Q ist das Reaktionsquotient
**Das Nernst Gleichungsbeispiel Problem zeigt, wie die Nernst-Gleichung verwendet wird, um das Zellpotential einer nicht standardmäßigen Zelle zu berechnen. **
Im Gleichgewicht ist der Reaktionsquotient Q die Gleichgewichtskonstante K. Dies macht die Gleichung:
E.Zelle = E °Zelle - (RT / nF) x log10K.
Von oben kennen wir folgendes:
E.Zelle = 0 V.
E °Zelle = +1,13 V.
R = 8,3145 J / mol · K.
T = 25 & degC = 298,15 K.
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (sechs Elektronen werden bei der Reaktion übertragen)
Löse nach K:
0 = 1,13 V - [(8,3145 J / mol · K · 298,15 K) / (6 · 96484,56 C / mol)] log10K.
-1,13 V = - (0,004 V) log10K.
Log10K = 282,5
K = 10282.5
K = 10282.5 = 100.5 x 10282
K = 3,16 · 10282
Antworten:
Die Gleichgewichtskonstante der Redoxreaktion der Zelle beträgt 3,16 x 10282.