Az elektrokémiai sejtreakció egyensúlyi állandója

A következő két félreakciót használjuk a elektrokémiai cella:
Oxidáció:
ÍGY₂(g) + 2H₂0 (ℓ) → SO₄^-(aq) + 4 H⁺(aq) + 2 e^- E °_ökör = -0,20 V
Csökkentés:
Cr₂O₇^2-(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Kr³⁺(aq) + 7 H₂O (ℓ) E °_piros = +1,33 V
Mi az egyesített sejtreakció egyensúlyi állandója 25 ° C-on?

Az oxidációs félreakció 2-t eredményez elektronok és a redukciós félreakció 6 elektronra van szüksége. A terhelés kiegyenlítéséhez az oxidációs reakció meg kell szorozni 3-zal.
3 SO₂(g) + 6 H₂0 (ℓ) → 3 SO₄^-(aq) + 12 H⁺(aq) + 6 e^-
+ Cr₂O₇^2-(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Kr³⁺(aq) + 7 H₂O (ℓ)
3 SO₂(g) + Cr₂O₇^2-(aq) + 2 H⁺(aq) → 3 SO₄^-(aq) + 2 Kr³⁺(aq) + H₂O (ℓ)
Által az egyenlet kiegyensúlyozása, most már ismeri a reakcióban kicserélt elektronok számát. Ez a reakció hat elektronot kicserélt.

2. lépés: Számítsa ki a sejtpotenciált.
Ez elektrokémiai cella EMF példa probléma megmutatja, hogyan lehet kiszámítani egy sejt sejtpotenciálját a standard redukciós potenciál alapján. **
E °_sejt = E °_ökör + E °_piros
E °_sejt = -0,20 V + 1,33 V

Az elektrokémiai cella szabad energiájának változása az egyenlet sejtpotenciáljával függ össze:
ΔG = -nFE_sejt
hol
ΔG a reakció szabad energiája
n van a vakondok száma a reakcióban kicserélt elektronok száma
F Faraday állandója (96484,56 C / mol)
E a sejtpotenciál.

Azsejtpotenciál és szabad energia példa megmutatja, hogyan kell kiszámítani szabad energia egy redox reakció.
Ha ΔG = 0:, akkor oldja meg az E értéket_sejt
0 = -nFE_sejt
E_sejt = 0 V
Ez azt jelenti, hogy egyensúlyban a cella potenciálja nulla. A reakció előre és hátra ugyanolyan sebességgel halad előre, vagyis nincs nettó elektronáram. Elektron áramlás nélkül nincs áram és a potenciál nulla.
Most már elegendő információ ismert a Nernst-egyenlet felhasználásával az egyensúlyi állandó megállapításához.
A Nernst-egyenlet:
E_sejt = E °_sejt - (RT / nF) x log₁₀Q
hol
E_sejt a sejtpotenciál
E °_sejt A standard sejtpotenciálra utal
R jelentése a gázállandó (8,3145 J / mol · K)
T a abszolút hőmérséklet
n a cellák reakciója által átadott elektronok mólaránya
F jelentése Faraday állandó (96484,56 C / mol)
Q a reakció hányados
**Az Nernst-egyenlet példaprobléma megmutatja, hogyan lehet a Nernst-egyenletet felhasználni a nem-standard cellák potenciáljának kiszámításához. **
Egyensúlyban a Q reakció hányadosa az egyensúlyi állandó, K. Ez az egyenletet adja:
E_sejt = E °_sejt - (RT / nF) x log₁₀K
Fentiekből a következőket tudjuk:
E_sejt = 0 V
E °_sejt = +1,13 V
R = 8,3145 J / mol · K
T = 25 és ° C = 298,15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (hat elektron kerül a reakcióba)
Oldja meg a K-t:
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) log₁₀K
log₁₀K = 282,5
K = 10^282.5
K = 10^282.5 = 10^0.5 x 10²⁸²
K = 3,16 x 10²⁸²
Válasz:
A sejt redox reakciójának egyensúlyi állandója 3,16 x 10²⁸².