De eerste stap is het bepalen van het celpotentieel in de standaardtoestand – concentraties van 1 mol / L en drukken van 1 atm bij 25 ° C.
De procedure is:
-
Schrijf de oxidatie- en reductiehalfreacties voor de cel.
-
Zoek het reductiepotentieel op, # E⁰_ “rood” #, voor de reductiehalfreactie in een tabel met reductiepotentieel.
-
Zoek het reductiepotentieel op voor de omkering van de oxidatie halfreactie en draai het teken om om het oxidatiepotentieel te verkrijgen. Voor de oxidatiehalfreactie, # E⁰_text (ox) = “-” E⁰_text (rood) #.
-
Voeg de twee halfcelpotentialen toe om het algehele standaardcelpotentieel te krijgen .
# E⁰_text (cell) = E⁰_text (rood) + E⁰_text (ox) #
In de standaardtoestand
Laten we deze stappen gebruiken om het standaardcelpotentiaal te vinden voor een elektrochemische cel met de volgende celreactie.
# “Zn (s)” + “Cu” ^ “2 +” “(aq)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + ” Cu (s) “#
1. Schrijf de halve reacties voor elk proces.
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” #
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)” #
2. Zoek het standaardpotentiaal op voor de reductiehalfreactie.
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)”; E⁰_ “red” = +0.339 V #
3. Zoek het standaard reductiepotentieel op voor het omkeren van de oxidatiereactie en verander het teken.
# “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Zn (s) “; E⁰_text (red) = “-0.762 V” #
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-“; E⁰_ “ox” = “+ 0,762 V” #
4. Voeg de celpotentialen toe om het algehele standaardcelpotentieel te krijgen.
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)”; kleur (wit) (mmmmmmm) E⁰_ “red” = “+0.339 V” #
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-“; color (white) (mmmmmmml) E⁰_ “ox” = color (white) (l) “+0.762 V” #
# “Cu” ^ “2 +” “(aq) “+” Zn (s) “→” Cu (s) “+” Zn “^” 2 + “” (aq) “; E⁰_ “cell” = “+1.101 V” #
Niet-standaard toestandsvoorwaarden
Als de omstandigheden niet standaard zijn (concentraties niet 1 mol / L, druk niet 1 atm, temperatuur niet 25 ° C), moeten we een paar extra stappen nemen.
1. Bepaal het standaard celpotentieel.
2. Bepaal het nieuwe celpotentieel als gevolg van de gewijzigde omstandigheden.
De vergelijking van Nernst is
#kleur (blauw) (balk (ul (| kleur (wit) (a / a) E_ “cel” = E⁰_ “cel” – (RT) / (nF) lnQcolor (wit) (a / a) | ))) “” #
waar
Opmerking: de eenheden van # R # zijn # “J · K” ^ “- 1” “mol” ^ “- 1” # of # “V · C · K” ^ “- 1” “mol” ^ “- 1” #.
De mollen verwijzen naar de “mollen van reactie”.
Omdat we altijd hebben 1 mol reactie, kunnen we de eenheden van # R # schrijven als # “J · K” ^ “- 1” # of # “V · C · K” ^ “- 1” # en negeren we de “#” mol “^” – 1 “# deel van de eenheid.
Voorbeeld
Bereken het celpotentieel voor de volgende reactie wanneer de druk van het zuurstofgas 2,50 atm is, de waterstofionenconcentratie 0,10 mol / l en de bromide-ionenconcentratie 0,25 mol / l.
# ” O “_2” (g) “+” 4H “^” + “” (aq) “+” 4B r “^” – “” (aq) “→” 2H “_2” O (l) “+” 2Br “_2 (l) #
1. Schrijf de halve reacties voor elk proces.
# “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → “2H “_2” O (l) “#
#kleur (wit) (mmmmmmml)” 2Br “^” – “” (aq) “→” Br “_2” (l) “+” 2e “^” – ” #
2. Zoek het standaardpotentiaal op voor de reductiehalfreactie
# “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → 2H_2 “O” “(l)”; E⁰_ “red” = “+1.229 V” #
3. Zoek het standaard reductiepotentieel voor het omgekeerde van de oxidatiereactie op en verander het teken.
# “2Br” ^ “-” “(aq)” → “Br” _2 “(l)” + ” 2e “^” – “; E⁰_text (ox) = “-1.077 V” #
4. Tel de celpotentialen bij elkaar op om het algehele standaardcelpotentieel te krijgen.
#color (wit) (mmll) “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → “2H” _2 “O (l)”; kleur (wit) (mmmmm) E⁰_text (rood) = “+1.229 V” #
#kleur (wit) (mmmmmmml) 2 ×; color (white) (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. Bepaal het nieuwe celpotentieel onder niet-standaard omstandigheden.