Константа равновесия электрохимической ячейки.

Использование уравнения Нернста для определения константы равновесия

• Делиться
• флипборд
• Эл. адрес

Эрик Дрейер / Getty Images

Тодд Хелменстайн — писатель и иллюстратор, преподающий физику и математику в колледже. Он имеет степень бакалавра в области физики и математики.

Константу равновесия окислительно-восстановительной реакции электрохимической ячейки можно рассчитать, используя уравнение Нернста и соотношение между стандартным потенциалом ячейки и свободной энергией. В этом примере задачи показано, как найти константу равновесия окислительно-восстановительной реакции клетки.

Основные выводы: уравнение Нернста для нахождения константы равновесия

• Уравнение Нернста вычисляет электрохимический потенциал ячейки из стандартного потенциала ячейки, газовой постоянной, абсолютной температуры, количества молей электронов, постоянной Фарадея и коэффициента реакции. В состоянии равновесия коэффициент реакции является константой равновесия.
• Итак, если вы знаете полуреакции клетки и температуры, вы можете найти потенциал клетки и, следовательно, константу равновесия.

Проблема

Следующие две полуреакции используются для образования электрохимической ячейки:
Окисление:
ТАК₂(г) + 2 Н₂0 (ℓ) → ТАК₄ — (водн.) + 4 Н + (водн.) + 2 е — Е°_бык = -0,20 В
Снижение:
Кр₂О₇ 2- (водн.) + 14 H + (водн.) + 6 e — → 2 Cr 3+ (водн.) + 7 H₂О (л) Е°_{красный} = +1,33 В
Чему равна константа равновесия объединенной клеточной реакции при 25°С?

Решение

Шаг 1: Объедините и уравновесьте две полуреакции.

Половина реакции окисления дает 2 электрона, а полуреакция восстановления требует 6 электронов. Чтобы сбалансировать заряд, реакцию окисления необходимо умножить на коэффициент 3.
3 ТАК₂(г) + 6 Н₂0 (ℓ) → 3 ТАК₄ — (водн.) + 12 H + (водн.) + 6 e —
+ Кр₂О₇ 2- (водн.) + 14 H + (водн.) + 6 e — → 2 Cr 3+ (водн.) + 7 H₂О (ℓ)
3 ТАК₂(г) + Cr₂О₇ 2- (водн.) + 2 H + (водн.) → 3 SO₄ — (водн.) + 2 Cr 3+ (водн.) + Н₂О (ℓ)
Сбалансировав уравнение, мы теперь знаем общее количество электронов, обменявшихся в реакции. В этой реакции происходит обмен шестью электронами.

Шаг 2: Рассчитайте потенциал клетки.
Этот пример задачи ЭДС электрохимической ячейки показывает, как рассчитать потенциал ячейки из стандартных восстановительных потенциалов.**
Е°_клетка = Е°_бык + Е°_{красный}
Е°_клетка = -0,20 В + 1,33 В
Е°_клетка = +1,13 В

Шаг 3: Найдите константу равновесия K.
Когда реакция находится в равновесии, изменение свободной энергии равно нулю.

Изменение свободной энергии электрохимической ячейки связано с потенциалом ячейки уравнением:
ΔG = -nFE_клетка
куда
ΔG — свободная энергия реакции
n — количество молей электронов, которыми обмениваются в реакции
F — постоянная Фарадея (96484,56 Кл/моль).
Е – потенциал клетки.

Пример потенциала клетки и свободной энергии показывает, как рассчитать свободную энергию окислительно-восстановительной реакции.
Если ΔG = 0:, найдите E_клетка
0 = -nFE_клетка
Е_клетка = 0 В
Это означает, что в состоянии равновесия потенциал клетки равен нулю. Реакция идет вперед и назад с одинаковой скоростью, что означает отсутствие чистого потока электронов. Без потока электронов нет тока и потенциал равен нулю.
Теперь известно достаточно информации, чтобы использовать уравнение Нернста для нахождения константы равновесия.

Уравнение Нернста:
Е_клетка = Е°_клетка — (RT/нФ) x log₁₀Вопрос
куда
Е_клетка потенциал клетки
Е°_клетка относится к стандартному клеточному потенциалу
R — газовая постоянная (8,3145 Дж/моль·К)
T — абсолютная температура
n — количество молей электронов, переданных реакцией клетки.
F — постоянная Фарадея (96484,56 Кл/моль).
Q — коэффициент реакции

**Пример задачи с уравнением Нернста показывает, как использовать уравнение Нернста для расчета клеточного потенциала нестандартной клетки.**

В состоянии равновесия коэффициент реакции Q представляет собой константу равновесия K. Это дает уравнение:
Е_клетка = Е°_клетка — (RT/нФ) x log₁₀К
Из вышеизложенного мы знаем следующее:
Е_клетка = 0 В
Е°_клетка = +1,13 В
R = 8,3145 Дж/моль·К
Т = 25 °С = 298,15 К
F = 96484,56 Кл/моль
n = 6 (в реакции переносится шесть электронов)

Решите для К:
0 = 1,13 В — [(8,3145 Дж/моль·К x 298,15 К)/(6 x 96484,56 Кл/моль)] log₁₀К
-1,13 В = — (0,004 В)лог.₁₀К
журнал₁₀К = 282,5
К = 10 282,5
К = 10 282,5 = 10 0,5 х 10 282
К = 3,16 х 10 282
Отвечать:
Константа равновесия окислительно-восстановительной реакции клетки составляет 3,16 х 10 282 .