Det första steget är att bestämma cellreaktionen och total cellpotential.
För att cellen ska vara galvanisk, E0cell > 0.
(Obs: Granskning Galvanisk cell Exempel Problem för metoden för att hitta en galvanisk cells potential.)
För att denna reaktion ska vara galvanisk måste kadmiumreaktionen vara den oxidationsreaktion. Cd → Cd2+ + 2 e- E0 = +0,403 V
Pb2+ + 2 e- → Pb E0 = -0,126 V
Den totala cellreaktionen är:
Pb2+(aq) + Cd (s) → Cd2+(aq) + Pb (s)
och E0cell = 0,403 V + -0,126 V = 0,277 V
Nernst-ekvationen är:
Ecell = E0cell - (RT / nF) x lnQ
var
Ecell är cellpotentialen
E0cell avser standardcellpotential
R är gas konstant (8,3145 J / mol · K)
T är den absolut temperatur
n är antalet mol av elektroner överförda genom cellens reaktion
F är Faraday är konstant 96485,377 C / mol)
Q är reaktionskvotient, var
Q = [C]c· [D]d / [A]en· [B]b
där A, B, C och D är kemiska arter; och a, b, c och d är koefficienter i den balanserade ekvationen:
a A + b B → c C + d D
I detta exempel är temperaturen 25 ° C eller 300 K och 2 mol elektroner överfördes under reaktionen.
RT / nF = (8,3145 J / mol · K) (300 K) / (2) (96485,377 C / mol)
RT / nF = 0,013 J / C = 0,013 V
Det enda som återstår är att hitta reaktionskvoten, Q.
Q = [produkter] / [reaktanter]
(Obs! För beräkningar av reaktionskvotienten, utelämnas ren vätska och rena fasta reaktanter eller produkter.)
Q = [Cd2+] / [Pb2+]
Q = 0,020 M / 0,200 M
Q = 0,100
Kombinera till Nernst-ekvationen:
Ecell = E0cell - (RT / nF) x lnQ
Ecell = 0,277 V - 0,013 V x ln (0,100)
Ecell = 0,277 V - 0,013 V x -2,303
Ecell = 0,277 V + 0,023 V
Ecell = 0,300 V