Det första steget är att bestämma cellpotentialen i dess standardläge – koncentrationer av 1 mol / l och tryck av 1 atm vid 25 ° C.
Förfarandet är:
-
Skriv oxidations- och reduktionshalvreaktionerna för cellen.
-
Slå upp reduktionspotentialen, # E⁰_ ”röd” #, för reduktionshalvreaktionen i en tabell över reduktionspotentialer
-
Leta upp reduktionspotentialen för det omvända av oxidationen halvreaktion och vänd tecknet för att erhålla oxidationspotentialen. För oxidationshalvreaktionen, # E⁰_text (ox) = ”-” E⁰_text (röd) #.
-
Lägg till de två halvcellspotentialerna för att få den totala standardcellpotentialen .
# E⁰_text (cell) = E⁰_text (röd) + E⁰_text (ox) #
I standardtillståndet
Låt oss använda dessa steg för att hitta standardcellspotentialen för en elektrokemisk cell med följande cellreaktion.
# ”Zn (s)” + ”Cu” ^ ”2 +” ”(aq)” → ”Zn” ^ ”2 +” ”(aq)” + ” Cu (s) ”#
1. Skriv halvreaktionerna för varje process.
# ”Zn (s)” → ”Zn” ^ ”2 +” ”(aq)” + ”2e” ^ ”-” #
# ”Cu” ^ ”2 +” ”(aq)” + ”2e” ^ ”-” → ”Cu (s)” #
2. Leta upp standardpotentialen för reduktionshalvreaktionen.
# ”Cu” ^ ”2 +” ”(aq)” + ”2e” ^ ”-” → ”Cu (s)”; E⁰_ ”röd” = +0,339 V #
3. Slå upp standardreduktionspotentialen för omvänd oxidationsreaktion och ändra tecknet.
# ”Zn” ^ ”2 +” ”(aq)” + ”2e” ^ ”-” → ”Zn (s) ”; E⁰_text (röd) = ”-0,762 V” #
# ”Zn (s)” → ”Zn” ^ ”2 +” ”(aq)” + ”2e” ^ ”-”; E⁰_ ”ox” = ”+ 0,762 V” #
4. Lägg till cellpotentialerna för att få den totala standardcellpotentialen.
# ”Cu” ^ ”2 +” ”(aq)” + ”2e” ^ ”-” → ”Cu (s)”; färg (vit) (mmmmmmm) E⁰_ ”röd” = ”+0,339 V” #
# ”Zn (s)” → ”Zn” ^ ”2 +” ”(aq)” + ”2e” ^ ”-”; färg (vit) (mmmmmmml) E⁰_ ”ox” = färg (vit) (l) ”+0.762 V” #
# ”Cu” ^ ”2 +” ”(aq) ”+” Zn (s) ”→” Cu (s) ”+” Zn ”^” 2 + ”” (aq) ”; E⁰_ ”cell” = ”+1.101 V” #
Icke-standardiserade tillståndsvillkor
Om förhållandena inte är standard (koncentrationer inte 1 mol / L, tryck inte 1 atm, temperatur inte 25 ° C), måste vi ta några extra steg.
1. Bestäm standardcellspotentialen.
2. Bestäm den nya cellpotentialen till följd av de ändrade förhållandena.
Nernst-ekvationen är
#färg (blå) (stapel (ul (| färg (vit) (a / a) E_ ”cell” = E⁰_ ”cell” – (RT) / (nF) lnQcolor (vit) (a / a) | ))) ”” #
där
Obs! Enheterna i # R # är # ”J · K” ^ ”- 1” ”mol” ^ ”- 1” # eller # ”V · C · K” ^ ”- 1” ”mol” ^ ”- 1” #.
Molarna hänvisar till ”reaktionsfelarna”.
Eftersom vi alltid har 1 mol reaktion, vi kan skriva enheterna i # R # som # ”J · K” ^ ”- 1” # eller # ”V · C · K” ^ ”- 1” # och ignorera ”#” mol ”^” – 1 ”# del av enheten.
Exempel
Beräkna cellpotentialen för följande reaktion när syrgasens tryck är 2,50 atm, vätejonkoncentrationen är 0,10 mol / L och bromidjonkoncentrationen är 0,25 mol / L.
# ” O ”_2” (g) ”+” 4H ”^” + ”” (aq) ”+” 4B r ”^” – ”” (aq) ”→” 2H ”_2” O (l) ”+” 2Br ”_2 (l) #
1. Skriv halvreaktionerna för varje process.
# ”O” _2 ”(g)” + ”4H” ^ ”+” ”(aq)” + ”4e” ^ ”-” → ”2H ”_2” O (l) ”#
#färg (vit) (mmmmmmml)” 2Br ”^” – ”” (aq) ”→” Br ”_2” (l) ”+” 2e ”^” – ” #
2. Leta upp standardpotentialen för reduktionshalvreaktionen
# ”O” _2 ”(g)” + ”4H” ^ ”+” ”(aq)” + ”4e” ^ ”-” → 2H_2 ”O” ”(l)”; E⁰_ ”red” = ”+1.229 V” #
3. Leta upp standardreduktionspotentialen för omvänd oxidationsreaktion och ändra tecknet.
# ”2Br” ^ ”-” ”(aq)” → ”Br” _2 ”(l)” + ” 2e ”^” – ”; E⁰_text (ox) = ”-1.077 V” #
4. Lägg till cellpotentialerna tillsammans för att få den totala standardcellpotentialen.
#color (white) (mmll) ”O” _2 ”(g)” + ”4H” ^ ”+” ”(aq)” + ”4e” ^ ”-” → ”2H” _2 ”O (l)”; färg (vit) (mmmmm) E⁰_text (röd) = ”+1.229 V” #
#färg (vit) (mmmmmmml) 2 ×; färg (vit) (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. Bestäm den nya cellpotentialen vid icke-standardiserade förhållanden.