Det første trinnet er å bestemme cellepotensialet i sin standardtilstand – konsentrasjoner av 1 mol / l og trykk på 1 atm ved 25 ° C.
Fremgangsmåten er:
-
Skriv oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjonene for cellen.
-
Slå opp reduksjonspotensialet, # E⁰_ «rødt» #, for reduksjonshalvreaksjonen i en tabell over reduksjonspotensialer
-
Slå opp reduksjonspotensialet for det motsatte av oksidasjonen halvreaksjon og snu tegnet for å oppnå oksidasjonspotensialet. For oksidasjonshalvreaksjonen, # E⁰_text (ox) = «-» E⁰_text (red) #.
-
Legg til de to halvcellepotensialene for å få det generelle standardcellepotensialet .
# E⁰_text (celle) = E⁰_text (rød) + E⁰_text (okse) #
I standardtilstanden
La oss bruke disse trinnene for å finne standardcellepotensialet for en elektrokjemisk celle med følgende cellereaksjon.
# «Zn (s)» + «Cu» ^ «2 +» «(aq)» → «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + » Cu (s) «#
1. Skriv halvreaksjonene for hver prosess.
# «Zn (s)» → «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» #
# «Cu» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» → «Cu (s)» #
2. Slå opp standardpotensialet for reduksjonshalvreaksjonen.
# «Cu» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» → «Cu (s)»; E⁰_ «rød» = +0,339 V #
3. Slå opp standardreduksjonspotensialet for det motsatte av oksidasjonsreaksjonen og endre tegnet.
# «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» → «Zn (s) «; E⁰_text (rød) = «-0,762 V» #
# «Zn (s)» → «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-«; E⁰_ «okse» = «+ 0,762 V» #
4. Legg til cellepotensialene for å få det generelle standardcellepotensialet.
# «Cu» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-» → «Cu (s)»; farge (hvit) (mmmmmmm) E⁰_ «rød» = «+0,339 V» #
# «Zn (s)» → «Zn» ^ «2 +» «(aq)» + «2e» ^ «-«; farge (hvit) (mmmmmmml) E⁰_ «okse» = farge (hvit) (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 (konsentrasjoner ikke 1 mol / L, trykk ikke 1 atm, temperatur ikke 25 ° C), må vi ta noen ekstra trinn.
1. Bestem standardcellepotensial.
2. Bestem det nye cellepotensialet som følge av de endrede forholdene.
Nernst-ligningen er
#farge (blå) (bar (ul (| farge (hvit) (a / a) E_ «celle» = E⁰_ «celle» – (RT) / (nF) lnQfarge (hvit) (a / a) | ))) «» #
hvor
Merk: enhetene til # R # er # «J · K» ^ «- 1» «mol» ^ «- 1» # eller # «V · C · K» ^ «- 1» «mol» ^ «- 1» #.
Molene refererer til «reaksjonsmolene».
Siden vi alltid har 1 mol reaksjon, kan vi skrive enhetene til # R # som # «J · K» ^ «- 1» # eller # «V · C · K» ^ «- 1» # og ignorere «#» mol «^» – 1 «# del av enheten.
Eksempel
Beregn cellepotensialet for følgende reaksjon når oksygengassens trykk er 2,50 atm, hydrogenionkonsentrasjonen er 0,10 mol / L og bromidionkonsentrasjonen er 0,25 mol / L.
# » O «_2» (g) «+» 4H «^» + «» (aq) «+» 4B r «^» – «» (aq) «→» 2H «_2» O (l) «+» 2Br «_2 (l) #
1. Skriv halvreaksjonene for hver prosess.
# «O» _2 «(g)» + «4H» ^ «+» «(aq)» + «4e» ^ «-» → «2H «_2» O (l) «#
#farge (hvit) (mmmmmmml)» 2Br «^» – «» (aq) «→» Br «_2» (l) «+» 2e «^» – » #
2. Slå opp standardpotensialet for reduksjonshalvreaksjonen
# «O» _2 «(g)» + «4H» ^ «+» «(aq)» + «4e» ^ «-» → 2H_2 «O» «(l)»; E⁰_ «red» = «+1.229 V» #
3. Slå opp standardreduksjonspotensialet for det motsatte av oksidasjonsreaksjonen og endre tegnet.
# «2Br» ^ «-» «(aq)» → «Br» _2 «(l)» + » 2e «^» – «; E⁰_text (ox) = «-1.077 V» #
4. Legg til cellepotensialene sammen for å få det generelle standardcellepotensialet.
#color (white) (mmll) «O» _2 «(g)» + «4H» ^ «+» «(aq)» + «4e» ^ «-» → «2H» _2 «O (l)»; farge (hvit) (mmmmm) E⁰_text (rød) = «+1.229 V» #
#farge (hvit) (mmmmmmml) 2 ×; farge (hvit) (mmm) E⁰_text (okse) = «-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 cellepotensialet ved ikke-standardforhold.