Constanța de echilibru a unei reacții celulare electrochimice

Constanța de echilibru a reacției redox a unei celule electrochimice poate fi calculată folosind ecuația Nernst și relația dintre potențialul celular standard și energia liberă. Acest exemplu de exemplu arată cum să găsești constanta de echilibru a reacției redox a unei celule.

Problemă

Următoarele două jumătăți de reacție sunt utilizate pentru a forma o celulă electrochimică:
Oxidare:
ASA DE₂(g) + 2 H₂0 (ℓ) → SO₄^-(aq) + 4 H⁺(aq) + 2 e^-  E °_bou = -0,20 V
Reducere:
Cr₂O₇^2-(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (ℓ) E °_roșu = +1.33 V
Care este constanta de echilibru a reacției celulare combinate la 25 ° C?

Soluţie

Pasul 1: Combinați și echilibrați cele două jumătăți de reacție.

O jumătate de reacție de oxidare produce 2 electroni, iar jumătatea de reacție de reducere are nevoie de 6 electroni. Pentru a echilibra sarcina, reacția de oxidare trebuie înmulțită cu un factor de 3.
3 SO₂(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 SO₂(g) + Cr₂O₇^2-(aq) + 2 H⁺(aq) → 3 SO₄^-(aq) + 2 Cr³⁺(aq) + H₂O (ℓ)
Prin echilibrarea ecuației, acum cunoaștem numărul total de electroni schimbați în reacție. Această reacție a făcut schimb de șase electroni.

Pasul 2: Calculați potențialul celular.
Această problemă de exemplu EMF cu celule electrochimice arată cum să calculăm potențialul celular al unei celule din potențialele de reducere standard. **
E °_celulă = E °_bou + E °_roșu
E °_celulă = -0,20 V + 1,33 V
E °_celulă = +1.13 V
Pasul 3: Găsiți constantă de echilibru, K.
Când o reacție este în echilibru, schimbarea energiei libere este egală cu zero.

Modificarea energiei libere a unei celule electrochimice este legată de potențialul celular al ecuației:
ΔG = -nFE_celulă
Unde
ΔG este energia liberă a reacției
n este numărul de moli de electroni schimbați în reacție
F este constanta lui Faraday (96484,56 C / mol)
E este potențialul celular.

potențialul celular și un exemplu de energie liberă arată cum să calculăm energia liberă a unei reacții redox.
Dacă ΔG = 0:, rezolvați pentru E_celulă
0 = -nFE_celulă
E_celulă = 0 V
Aceasta înseamnă că, la echilibru, potențialul celulei este zero. Reacția progresează înainte și înapoi cu aceeași viteză, ceea ce înseamnă că nu există un flux net de electroni. Fără flux de electroni, nu există curent și potențialul este egal cu zero.
Acum sunt cunoscute suficiente informații pentru a folosi ecuația Nernst pentru a găsi constanta de echilibru.
Ecuația Nernst este:
E_celulă = E °_celulă - (RT / nF) x jurnal₁₀Q
Unde
E_celulă este potențialul celular
E °_celulă se referă la potențialul celular standard
R este constanta gazului (8,3145 J / mol · K)
T este temperatura absolută
n este numărul de moli de electroni transferați prin reacția celulei
F este constanta lui Faraday (96484,56 C / mol)
Q este coeficientul de reacție
** Problema exemplului ecuației Nernst arată cum se utilizează ecuația Nernst pentru a calcula potențialul celular al unei celule non-standard. **
La echilibru, coeficientul de reacție Q este constanta de echilibru, K. Aceasta face ca ecuația:
E_celulă = E °_celulă - (RT / nF) x jurnal₁₀K
De mai sus, știm următoarele:
E_celulă = 0 V
E °_celulă = +1.13 V
R = 8,3145 J / mol · K
T = 25 & degC = 298,15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (șase electroni sunt transferați în reacție)
Rezolvați pentru 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) jurnal₁₀K
Buturuga₁₀K = 282,5
K = 10^282.5
K = 10^282.5 = 10^0.5 x 10²⁸²
K = 3,16 x 10²⁸²
Răspuns:
Constanta de echilibru a reacției redox a celulei este 3,16 x 10²⁸².