Det første trin er at bestemme cellepotentialet i dets standardtilstand – koncentrationer af 1 mol / l og tryk på 1 atm ved 25 ° C.
Proceduren er:
-
Skriv oxidations- og reduktionshalvreaktionerne for cellen.
-
Slå reduktionspotentialet op, # E⁰_ “rødt” #, for reduktionshalvreaktionen i en tabel med reduktionspotentialer
-
Find reduktionspotentialet for det modsatte af oxidationen halvreaktion og vend tegnet for at opnå oxidationspotentialet. For oxidationshalvreaktionen, # E⁰_text (ox) = “-” E⁰_text (rød) #.
-
Tilføj de to halvcellepotentialer for at få det samlede standardcellepotentiale .
# E⁰_text (celle) = E⁰_text (rød) + E⁰_text (ox) #
I standardtilstanden
Lad os bruge disse trin til at finde standardcellepotentialet for en elektrokemisk celle med følgende cellereaktion.
# “Zn (s)” + “Cu” ^ “2 +” “(aq)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + ” Cu (s) “#
1. Skriv halvreaktionerne for hver proces.
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” #
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)” #
2. Slå standardpotentialet for reduktionshalvreaktionen op.
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)”; E⁰_ “rød” = +0,339 V #
3. Slå op på standardreduktionspotentialet for det modsatte af oxidationsreaktionen, og skift tegnet.
# “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Zn (s) “; E⁰_text (rød) = “-0,762 V” #
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-“; E⁰_ “ox” = “+ 0,762 V” #
4. Tilføj cellepotentialerne for at få det samlede standardcellepotentiale.
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)”; farve (hvid) (mmmmmmm) E⁰_ “rød” = “+0,339 V” #
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-“; farve (hvid) (mmmmmmml) E⁰_ “ox” = farve (hvid) (l) “+0.762 V” #
# “Cu” ^ “2 +” “(aq) “+” Zn (s) “→” Cu (s) “+” Zn “^” 2 + “” (aq) “; E⁰_ “celle” = “+1.101 V” #
Ikke-standard tilstandsbetingelser
Hvis forholdene ikke er i standardtilstand (koncentrationer ikke 1 mol / L, tryk ikke 1 atm, temperatur ikke 25 ° C), skal vi tage et par ekstra trin.
1. Bestem standardcellepotentialet.
2. Bestem det nye cellepotentiale som følge af de ændrede betingelser.
Nernst-ligningen er
#farve (blå) (bar (ul (| farve (hvid) (a / a) E_ “celle” = E⁰_ “celle” – (RT) / (nF) lnQfarve (hvid) (a / a) | ))) “” #
hvor
Bemærk: enhederne af # R # er # “J · K” ^ “- 1” “mol” ^ “- 1” # eller # “V · C · K” ^ “- 1” “mol” ^ “- 1” #.
Muldvarpen henviser til “reaktionsmolerne”.
Da vi altid har har 1 mol reaktion, kan vi skrive enhederne af # R # som # “J · K” ^ “- 1” # eller # “V · C · K” ^ “- 1” # og ignorere “#” mol “^” – 1 “# del af enheden.
Eksempel
Beregn cellepotentialet for den følgende reaktion, når iltgasens tryk er 2,50 atm, hydrogenionkoncentrationen er 0,10 mol / L, og bromidionkoncentrationen er 0,25 mol / L.
# ” O “_2” (g) “+” 4H “^” + “” (aq) “+” 4B r “^” – “” (aq) “→” 2H “_2” O (l) “+” 2Br “_2 (l) #
1. Skriv halvreaktionerne for hver proces.
# “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → “2H “_2” O (l) “#
#farve (hvid) (mmmmmmml)” 2Br “^” – “” (aq) “→” Br “_2” (l) “+” 2e “^” – ” #
2. Slå standardpotentialet for reduktionshalvreaktion op
# “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → 2H_2 “O” “(l)”; E⁰_ “red” = “+1.229 V” #
3. Slå standardreduktionspotentialet op for det modsatte af oxidationsreaktionen, og skift tegnet.
# “2Br” ^ “-” “(aq)” → “Br” _2 “(l)” + ” 2e “^” – “; E⁰_text (ox) = “-1.077 V” #
4. Tilføj cellepotentialerne sammen for at få det samlede standardcellepotentiale.
#farve (hvid) (mmll) “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → “2H” _2 “O (l)”; farve (hvid) (mmmmm) E⁰_text (rød) = “+1.229 V” #
#farve (hvid) (mmmmmmml) 2 ×; farve (hvid) (mmm) E⁰_text (ox) = “-1.077 V” #
# “O” _2 “(g)” + “4Br” ^ “-” “(aq)” + ” 4H “^” + “” (aq) “→” 2Br “_2” (l) “+” 2H “_2” O (l) “; E⁰_text (celle) = “+0.152 V” #
5. Bestem det nye cellepotentiale under de ikke-standardiserede forhold.