El primer paso es determinar el potencial celular en su estado estándar – concentraciones de 1 mol / L y presiones de 1 atm a 25 ° C.
El procedimiento es:
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Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción de la célula.
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Busque el potencial de reducción, # E⁰_ «rojo» #, para la semirreacción de reducción en una tabla de potenciales de reducción
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Busque el potencial de reducción para el reverso de la oxidación semirreacción e invertir el signo para obtener el potencial de oxidación. Para la semirreacción de oxidación, # E⁰_text (ox) = «-» E⁰_text (rojo) #.
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Agregue los dos potenciales de media celda para obtener el potencial de celda estándar general .
# E⁰_text (celda) = E⁰_text (rojo) + E⁰_text (ox) #
En el estado estándar
Usemos estos pasos para encontrar el potencial de celda estándar para una celda electroquímica con la siguiente reacción de celda.
# «Zn (s)» + «Cu» ^ «2 +» «(aq)» → «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + » Cu (s) «#
1. Escriba las semirreacciones para cada proceso.
# «Zn (s)» → «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» #
# «Cu» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» → «Cu (s)» #
2. Busque el potencial estándar para la semirreacción de reducción.
# «Cu» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» → «Cu (s)»; E⁰_ «rojo» = +0,339 V #
3. Busque el potencial de reducción estándar para el reverso de la reacción de oxidación y cambie el signo.
# «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» → «Zn (s)»; E⁰_text (rojo) = «-0,762 V» #
# «Zn (s)» → «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-«; E⁰_ «ox» = «+ 0,762 V» #
4. Agregue los potenciales de celda para obtener el potencial de celda estándar general.
# «Cu» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» → «Cu (s)»; color (blanco) (mmmmmmm) E⁰_ «rojo» = «+0,339 V» #
# «Zn (s)» → «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-«; color (blanco) (mmmmmmml) E⁰_ «ox» = color (blanco) (l) «+0.762 V» #
# «Cu» ^ «2 +» «(aq) «+» Zn (s) «→» Cu (s) «+» Zn «^» 2 + «» (aq) «; E⁰_ «cell» = «+1.101 V» #
Condiciones de estado no estándar
Si las condiciones no son el estado estándar (concentraciones no 1 mol / L, presiones no 1 atm, temperatura no 25 ° C), debemos tomar algunos pasos adicionales.
1. Determine el potencial de celda estándar.
2. Determine el potencial celular nuevo resultante de las condiciones cambiadas.
La ecuación de Nernst es
#color (azul) (bar (ul (| color (blanco) (a / a) E_ «celda» = E⁰_ «celda» – (RT) / (nF) lnQcolor (blanco) (a / a) | ))) «#
donde
Nota: las unidades de # R # son # «J · K» ^ «- 1» «mol» ^ «- 1» # o # «V · C · K» ^ «- 1» «mol» ^ «- 1» #.
Los moles se refieren a los «moles de reacción».
Dado que siempre tienen 1 mol de reacción, podemos escribir las unidades de # R # como # «J · K» ^ «- 1» # o # «V · C · K» ^ «- 1» # e ignorar el «#» mol «^» – 1 «# porción de la unidad.
Ejemplo
Calcule el potencial de la celda para la siguiente reacción cuando la presión del oxígeno gaseoso sea de 2,50 atm, la concentración de iones de hidrógeno sea de 0,10 mol / L y la concentración de iones de bromuro sea de 0,25 mol / L.
# » O «_2» (g) «+» 4H «^» + «» (aq) «+» 4B r «^» – «» (aq) «→» 2H «_2» O (l) «+» 2Br «_2 (l) #
1. Escriba las semirreacciones para cada proceso.
# «O» _2 «(g)» + «4H» ^ «+» «(aq)» + «4e» ^ «-» → «2H «_2» O (l) «#
#color (blanco) (mmmmmmml)» 2Br «^» – «» (aq) «→» Br «_2» (l) «+» 2e «^» – » #
2. Busque el potencial estándar para la semirreacción de reducción
# «O» _2 «(g)» + «4H» ^ «+» «(aq)» + «4e» ^ «-» → 2H_2 «O» «(l)»; E⁰_ «red» = «+1.229 V» #
3. Busque el potencial de reducción estándar para el reverso de la reacción de oxidación y cambie el signo.
# «2Br» ^ «-» «(aq)» → «Br» _2 «(l)» + » 2e «^» – «; E⁰_text (ox) = «-1.077 V» #
4. Sume los potenciales de celda para obtener el potencial de celda estándar general.
#color (blanco) (mmll) «O» _2 «(g)» + «4H» ^ «+» «(aq)» + «4e» ^ «-» → «2H» _2 «O (l)»; color (blanco) (mmmmm) E⁰_text (rojo) = «+1.229 V» #
#color (blanco) (mmmmmmml) 2 ×; color (blanco) (mmm) E⁰_text (ox) = «-1.077 V» #
# «O» _2 «(g)» + «4Br» ^ «-» «(aq)» + » 4H «^» + «» (aq) «→» 2Br «_2» (l) «+» 2H «_2» O (l) «; E⁰_text (celda) = «+0.152 V» #
5. Determine el potencial de la nueva celda en condiciones no estándar.