Likevekt konstant av elektrokjemisk cellereaksjon

Følgende to halvreaksjoner brukes til å danne en elektrokjemisk celle:
oksidasjon:
SÅ₂(g) + 2 H₂0 (ℓ) → SO₄^-(aq) + 4 H⁺(aq) + 2 e^- E °_okse = -0,20 V
Reduksjon:
Cr₂O₇^2-(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (ℓ) E °_rød = +1,33 V
Hva er likevektskonstanten for den kombinerte cellereaksjonen ved 25 ° C?

Oksidasjonshalvreaksjonen gir 2 elektroner og reduksjonens halvreaksjon trenger 6 elektron. For å balansere belastningen, oksidasjonsreaksjonen må multipliseres med en faktor 3.
3 SÅ₂(g) + 6 H₂0 (ℓ) → 3 SO₄^-(aq) + 12 H⁺(aq) + 6 e^-
+ Cr₂O₇^2-(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (ℓ)
3 SÅ₂(g) + Cr₂O₇^2-(aq) + 2 H⁺(aq) → 3 SO₄^-(aq) + 2 Cr³⁺(aq) + H₂O (ℓ)
Av balansere ligningen, vet vi nå det totale antallet elektroner som ble byttet ut i reaksjonen. Denne reaksjonen byttet ut seks elektroner.

Trinn 2: Beregn cellepotensialet.
Dette elektrokjemisk celle EMF eksempel problem viser hvordan du beregner cellepotensialet til en celle ut fra standard reduksjonspotensialer. **
E °_celle = E °_okse + E °_rød

Endringen i fri energi fra en elektrokjemisk celle er relatert til cellens potensiale i ligningen:
ΔG = -nFE_celle
hvor
ΔG er reaksjonens frie energi
n er antall føflekker av elektroner som ble byttet ut i reaksjonen
F er Faradays konstant (96484,56 C / mol)
E er cellepotensialet.

Decellepotensial og gratis energieksempel viser hvordan du beregner gratis energi av en redoksreaksjon.
Hvis ΔG = 0:, løser du for E_celle
0 = -nFE_celle
E_celle = 0 V
Dette betyr, ved likevekt, potensialet til cellen er null. Reaksjonen skrider fremover og bakover med samme hastighet, noe som betyr at det ikke er noen elektronisk elektronstrøm. Uten elektronstrøm er det ingen strøm, og potensialet er lik null.
Nå er det nok informasjon kjent til å bruke Nernst-ligningen for å finne likevektskonstanten.
Nernst-ligningen er:
E_celle = E °_celle - (RT / nF) x logg₁₀Q
hvor
E_celle er cellepotensialet
E °_celle refererer til standard cellepotensial
R er den gasskonstant (8,3145 J / mol · K)
T er den absolutt temperatur
n er antall mol elektroner overført ved cellens reaksjon
F er Faraday er konstant (96484,56 C / mol)
Q er reaksjonskvotient
**De Nernst ligning eksempel problem viser hvordan du bruker Nernst-ligningen til å beregne cellepotensialet til en ikke-standardcelle. **
Ved likevekt er reaksjonskvoten Q likevektskonstanten, K. Dette gjør ligningen:
E_celle = E °_celle - (RT / nF) x logg₁₀K
Fra oven vet vi følgende:
E_celle = 0 V
E °_celle = +1,13 V
R = 8,3145 J / mol · K
T = 25 ° C = 298,15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (seks elektroner overføres i reaksjonen)
Løs for K:
0 = 1,13 V - [(8,3145 J / mol · K x 298,15 K) / (6 x 96484,56 C / mol)] log₁₀K
-1,13 V = - (0,004 V) logg₁₀K
Logg₁₀K = 282,5
K = 10^282.5
K = 10^282.5 = 10^0.5 x 10²⁸²
K = 3,16 x 10²⁸²
Svar:
Likevektskonstanten for cellens redoksreaksjon er 3,16 x 10²⁸².