Balance konstant for elektrokemisk cellereaktion

De følgende to halvreaktioner anvendes til at danne en elektrokemisk celle:
Oxidation:
SÅ₂(g) + 2H₂0 (ℓ) → SO₄^-(vandig) + 4 H⁺(aq) + 2 e^- E °_okse = -0,20 V
Reduktion:
Cr₂O₇^2-(vandig) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Cr³⁺(vandig) + 7 H₂O (ℓ) E °_rød = +1,33 V
Hvad er ligevægtskonstanten for den kombinerede cellereaktion ved 25 ° C?

Oxidationshalvereaktionen frembringer 2 elektroner og reduktionshalvreaktionen har brug for 6 elektroner. For at afbalancere afgiften, oxidationsreaktionen skal ganges med en faktor 3.
3 SÅ₂(g) + 6 H₂0 (ℓ) → 3 SO₄^-(vandig) + 12 H⁺(aq) + 6 e^-
+ Cr₂O₇^2-(vandig) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Cr³⁺(vandig) + 7 H₂O (ℓ)
3 SÅ₂(g) + Cr₂O₇^2-(vand) + 2 H⁺(aq) → 3 SO₄^-(aq) + 2 Cr³⁺(aq) + H₂O (ℓ)
Ved afbalancering af ligningen, ved vi nu det samlede antal elektroner, der udveksles i reaktionen. Denne reaktion udvekslede seks elektroner.

Trin 2: Beregn cellepotentialet.
Dette elektrokemisk celle EMF eksempel problem viser, hvordan man beregner cellepotentiale i en celle ud fra standardreduktionspotentialer. **

Ændringen i fri energi fra en elektrokemisk celle er relateret til ligningens cellepotentiale:
ΔG = -nFE_celle
hvor
ΔG er reaktionens frie energi
n er antallet af mol af elektroner, der udveksles i reaktionen
F er Faradays konstante (96484,56 C / mol)
E er cellepotentialet.

Detcellepotentiale og eksempel på fri energi viser, hvordan man beregner fri energi af en redoxreaktion.
Hvis ΔG = 0:, løses for E_celle
0 = -nFE_celle
E_celle = 0 V
Dette betyder, ved ligevægt, cellens potentiale er nul. Reaktionen skrider frem og tilbage med samme hastighed, hvilket betyder, at der ikke er nogen elektronisk elektronstrøm. Uden elektronstrøm er der ingen strøm, og potentialet er lig med nul.
Der er nu kendt nok information til at bruge Nernst-ligningen til at finde ligevægtskonstanten.
Nernst-ligningen er:
E_celle = E °_celle - (RT / nF) x log₁₀Q
hvor
E_celle er cellepotentialet
E °_celle henviser til standardcellepotentiale
R er den gas konstant (8,3145 J / mol · K)
T er absolut temperatur
n er antallet af mol elektroner overført ved cellens reaktion
F er Faraday er konstant (96484,56 C / mol)
Q er reaktionskvotient
**Det Nernst ligning eksempel problem viser, hvordan man bruger Nernst-ligningen til at beregne cellepotentialet i en ikke-standardcelle. **
Ved ligevægt er reaktionskvoten Q ligevægtskonstanten, K. Dette gør ligningen:
E_celle = E °_celle - (RT / nF) x log₁₀K
Fra oven ved 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 reaktionen)
Løs til 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) log₁₀K
log₁₀K = 282,5
K = 10^282.5
K = 10^282.5 = 10^0.5 x 10²⁸²
K = 3,16 x 10²⁸²
Svar:
Ligevægtskonstanten for cellens redoxreaktion er 3,16 x 10²⁸².