Les deux demi-réactions suivantes sont utilisées pour former un cellule électrochimique:
Oxydation:
DONC2(g) + 2 H20 (ℓ) → SO4-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- E °bœuf = -0,20 V
Réduction:
Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O (ℓ) E °rouge = +1,33 V
Quelle est la constante d'équilibre de la réaction cellulaire combinée à 25 ° C?
La demi-réaction d'oxydation produit 2 électrons et la demi-réaction de réduction a besoin de 6 électrons. Pour équilibrer la charge, la réaction d'oxydation doit être multiplié par un facteur 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)
Par équilibrer l'équation, nous connaissons maintenant le nombre total d'électrons échangés dans la réaction. Cette réaction a échangé six électrons.
Étape 2: Calculez le potentiel cellulaire.
Cette Exemple de problème de cellule électrochimique EMF montre comment calculer le potentiel cellulaire d'une cellule à partir de potentiels de réduction standard. **
E °cellule = E °bœuf + E °rouge
E °cellule = -0,20 V + 1,33 V
E °cellule = +1,13 V
Étape 3: Trouvez la constante d'équilibre, K.
Lorsqu'une réaction est à l'équilibre, le changement d'énergie libre est égal à zéro.
Le changement d'énergie libre d'une cellule électrochimique est lié au potentiel de cellule de l'équation:
ΔG = -nFEcellule
où
ΔG est l'énergie libre de la réaction
n est le nombre de taupes d'électrons échangés dans la réaction
F est la constante de Faraday (96484,56 C / mol)
E est le potentiel cellulaire.
lepotentiel cellulaire et exemple d'énergie libre montre comment calculer énergie gratuite d'une réaction redox.
Si ΔG = 0:, résoudre pour Ecellule
0 = -nFEcellule
Ecellule = 0 V
Cela signifie qu'à l'équilibre, le potentiel de la cellule est nul. La réaction progresse vers l'avant et vers l'arrière au même rythme, ce qui signifie qu'il n'y a pas de flux d'électrons net. Sans flux d'électrons, il n'y a pas de courant et le potentiel est égal à zéro.
Maintenant, il y a suffisamment d'informations connues pour utiliser l'équation de Nernst pour trouver la constante d'équilibre.
L'équation de Nernst est:
Ecellule = E °cellule - (RT / nF) x journal10Q
où
Ecellule est le potentiel cellulaire
E °cellule fait référence au potentiel cellulaire standard
R est le constante de gaz (8,3145 J / mol · K)
T est le température absolue
n est le nombre de moles d'électrons transférés par la réaction de la cellule
F est La constante de Faraday (96484,56 C / mol)
Q est le quotient de réaction
**Le Exemple de problème d'équation de Nernst montre comment utiliser l'équation de Nernst pour calculer le potentiel de cellule d'une cellule non standard. **
À l'équilibre, le quotient de réaction Q est la constante d'équilibre, K. Cela rend l'équation:
Ecellule = E °cellule - (RT / nF) x journal10K
D'en haut, nous savons ce qui suit:
Ecellule = 0 V
E °cellule = +1,13 V
R = 8,3145 J / mol · K
T = 25 & degC = 298,15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (six électrons sont transférés dans la réaction)
Résoudre pour 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) log10K
Journal10K = 282,5
K = 10282.5
K = 10282.5 = 100.5 x 10282
K = 3,16 x 10282
Répondre:
La constante d'équilibre de la réaction redox de la cellule est de 3,16 x 10282.