Följande två halvreaktioner används för att bilda en elektrokemisk cell:
oxidation:
SÅ2(g) + 2H20 (ℓ) → SO4-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- E °oxe = -0,20 V
Minskning:
cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O (ℓ) E °röd = +1,33 V
Vad är jämviktskonstanten för den kombinerade cellreaktionen vid 25 ° C?
Oxidationshalvereaktionen ger 2 elektroner och reduktionshalvreaktionen behöver 6 elektroner. För att balansera avgiften, oxidationsreaktionen måste multipliceras med en faktor 3.
3 SO2(g) + 6 H20 (ℓ) → 3 SO4-(aq) + 12 H+(aq) + 6 e-
+ Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O (ℓ)
3 SO2(g) + Cr2O72-(aq) + 2 H+(aq) → 3 SO4-(aq) + 2 Cr3+(aq) + H2O (ℓ)
Förbi balansera ekvationen, vi vet nu det totala antalet elektroner som byts ut i reaktionen. Denna reaktion utbytte sex elektroner.
Steg 2: Beräkna cellpotentialen.
Detta elektrokemisk cell EMF exempel problem visar hur man beräknar cellpotential för en cell utifrån standardreduktionspotentialer. **
E °cell = E °oxe + E °röd
E °cell = -0,20 V + 1,33 V
E °cell = +1,13 V
Steg 3: Hitta jämviktskonstanten, K.
När en reaktion är i jämvikt är förändringen i fri energi lika med noll.
Förändringen i fri energi från en elektrokemisk cell är relaterad till ekvationens cellpotential:
ΔG = -nFEcell
var
ΔG är reaktionens fria energi
n är antalet mol av elektroner som byts ut i reaktionen
F är Faradays konstant (96484,56 C / mol)
E är cellpotentialen.
Decellpotential och exempel på fri energi visar hur man beräknar fri energi av en redoxreaktion.
Om ΔG = 0:, löser för Ecell
0 = -nFEcell
Ecell = 0 V
Detta betyder, vid jämvikt, cellens potential är noll. Reaktionen fortskrider framåt och bakåt i samma takt, vilket innebär att det inte finns något elektroniskt elektronflöde. Utan elektronflöde finns det ingen ström och potentialen är lika med noll.
Nu finns det tillräckligt med information som är känd för att använda Nernst-ekvationen för att hitta jämviktskonstanten.
Nernst-ekvationen är:
Ecell = E °cell - (RT / nF) x logg10Q
var
Ecell är cellpotentialen
E °cell avser standardcellpotential
R är gas konstant (8,3145 J / mol · K)
T är den absolut temperatur
n är antalet mol elektroner som överförs genom cellens reaktion
F är Faraday är konstant (96484,56 C / mol)
Q är reaktionskvotient
**De Nernst ekvation exempel problem visar hur man använder Nernst-ekvationen för att beräkna cellpotentialen för en icke-standardcell. **
Vid jämvikt är reaktionskvoten Q jämviktskonstanten, K. Detta gör ekvationen:
Ecell = E °cell - (RT / nF) x logg10K
Från ovan vet vi följande:
Ecell = 0 V
E °cell = +1,13 V
R = 8,3145 J / mol · K
T = 25 & ° C = 298,15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (sex elektroner överförs i reaktionen)
Lös för K:
0 = 1,13 V - [(8,3145 J / mol · K x 298,15 K) / (6 x 96484,56 C / mol)] log10K
-1,13 V = - (0,004 V) logg10K
logga10K = 282,5
K = 10282.5
K = 10282.5 = 100.5 x 10282
K = 3,16 x 10282
Svar:
Jämviktskonstanten för cellens redoxreaktion är 3,16 x 10282.