Il primo passo è determinare il potenziale cellulare al suo stato standard – concentrazioni di 1 mol / L e pressioni di 1 atm a 25 ° C.
La procedura è:
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Scrivi le semireazioni di ossidazione e riduzione per la cellula.
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Cerca il potenziale di riduzione, # E⁰_ “red” #, per la semireazione di riduzione in una tabella dei potenziali di riduzione
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Cerca il potenziale di riduzione per il contrario dellossidazione semireazione e invertire il segno per ottenere il potenziale di ossidazione. Per la semireazione di ossidazione, # E⁰_text (ox) = “-” E⁰_text (red) #.
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Aggiungi i due potenziali di semicella per ottenere il potenziale cellulare standard complessivo .
# E⁰_text (cell) = E⁰_text (rosso) + E⁰_text (ox) #
Allo stato standard
Usiamo questi passaggi per trovare il potenziale di cella standard per una cella elettrochimica con la seguente reazione cellulare.
# “Zn (s)” + “Cu” ^ “2 +” “(aq)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + ” Cu (s) “#
1. Scrivi le mezze reazioni per ogni processo.
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” #
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)” #
2. Cerca il potenziale standard per la semireazione di riduzione.
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)”; E⁰_ “red” = +0,339 V #
3. Cerca il potenziale di riduzione standard per il contrario della reazione di ossidazione e cambia il segno.
# “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Zn (S)”; E⁰_text (red) = “-0.762 V” #
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-“; E⁰_ “ox” = “+ 0,762 V” #
4. Aggiungi i potenziali di cella per ottenere il potenziale di cella standard globale.
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)”; color (bianco) (mmmmmmm) E⁰_ “red” = “+0,339 V” #
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-“; colore (bianco) (mmmmmmml) E⁰_ “ox” = colore (bianco) (l) “+0,762 V” #
# “Cu” ^ “2 +” “(aq) “+” Zn (s) “→” Cu (s) “+” Zn “^” 2 + “” (aq) “; E⁰_ “cell” = “+1.101 V” #
Condizioni di stato non standard
Se le condizioni non sono allo stato standard (concentrazioni non 1 mol / L, pressioni non 1 atm, temperatura non 25 ° C), è necessario eseguire alcuni passaggi aggiuntivi.
1. Determina il potenziale cellulare standard.
2. Determina il potenziale della nuova cella risultante dalle condizioni modificate.
Lequazione di Nernst è
#color (blue) (bar (ul (| color (white) (a / a) E_ “cell” = E⁰_ “cell” – (RT) / (nF) lnQcolor (white) (a / a) | ))) “” #
dove
Nota: le unità di # R # sono # “J · K” ^ “- 1” “mol” ^ “- 1” # o # “V · C · K” ^ “- 1” “mol” ^ “- 1” #.
Le talpe si riferiscono alle “talpe di reazione”.
Poiché abbiamo sempre hanno 1 mol di reazione, possiamo scrivere le unità di # R # come # “J · K” ^ “- 1” # o # “V · C · K” ^ “- 1” # e ignorare il “#” mol “^” – 1 “# porzione dellunità.
Esempio
Calcola il potenziale cellulare per la seguente reazione quando la pressione dellossigeno gassoso è 2,50 atm, la concentrazione di ioni idrogeno è 0,10 mol / L e la concentrazione di ioni bromuro è 0,25 mol / L.
# ” O “_2” (g) “+” 4H “^” + “” (aq) “+” 4B r “^” – “” (aq) “→” 2H “_2” O (l) “+” 2Br “_2 (l) #
1. Scrivi le mezze reazioni per ogni processo.
# “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → “2H “_2” O (l) “#
#color (bianco) (mmmmmmml)” 2Br “^” – “” (aq) “→” Br “_2” (l) “+” 2e “^” – ” #
2. Cerca il potenziale standard per la semireazione di riduzione
# “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → 2H_2 “O” “(l)”; E⁰_ “red” = “+1,229 V” #
3. Cerca il potenziale di riduzione standard per il contrario della reazione di ossidazione e cambia il segno.
# “2Br” ^ “-” “(aq)” → “Br” _2 “(l)” + ” 2e “^” – “; E⁰_text (ox) = “-1.077 V” #
4. Somma i potenziali delle celle per ottenere il potenziale delle celle standard complessivo.
#color (white) (mmll) “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → “2H” _2 “O (l)”; color (bianco) (mmmmm) E⁰_text (red) = “+1.229 V” #
#color (bianco) (mmmmmmml) 2 ×; color (bianco) (mmm) E⁰_text (ox) = “-1,077 V” #
# “O” _2 “(g)” + “4Br” ^ “-” “(aq)” + ” 4H “^” + “” (aq) “→” 2Br “_2” (l) “+” 2H “_2” O (l) “; E⁰_text (cell) = “+0.152 V” #
5. Determina il nuovo potenziale cellulare in condizioni non standard.