Las siguientes dos medias reacciones se utilizan para formar un célula electroquímica:
Oxidación:
ENTONCES2(g) + 2 H20 (ℓ) → SO4-(ac) + 4 H+(aq) + 2 e- E °buey = -0.20 V
Reducción:
Cr2O72-(ac) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(ac) + 7 H2O (ℓ) E °rojo = +1.33 V
¿Cuál es la constante de equilibrio de la reacción celular combinada a 25 ° C?
La semirreacción de oxidación produce 2 electrones y la semirreacción de reducción Necesita 6 electrones. Para equilibrar el cargo, la reacción de oxidación debe multiplicarse por un factor de 3.
3 SO2(g) + 6 H20 (ℓ) → 3 SO4-(aq) + 12 H+(aq) + 6 e-
+ Cr2O72-(ac) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(ac) + 7 H2O (ℓ)
3 SO2(g) + Cr2O72-(ac) + 2 H+(aq) → 3 SO4-(aq) + 2 Cr3+(aq) + H2O (ℓ)
Por equilibrando la ecuación, ahora sabemos el número total de electrones intercambiados en la reacción. Esta reacción intercambió seis electrones.
Paso 2: Calcule el potencial celular.
Esta problema de ejemplo de EMF de celda electroquímica muestra cómo calcular el potencial celular de una celda a partir de los potenciales de reducción estándar. **
E °célula = E °buey + E °rojo
E °célula = -0.20 V + 1.33 V
E °célula = +1.13 V
Paso 3: Encuentra la constante de equilibrio, K.
Cuando una reacción está en equilibrio, el cambio en la energía libre es igual a cero.
El cambio en la energía libre de una célula electroquímica está relacionado con el potencial celular de la ecuación:
ΔG = -nFEcélula
dónde
ΔG es la energía libre de la reacción
n es la cantidad de lunares de electrones intercambiados en la reacción
F es la constante de Faraday (96484.56 C / mol)
E es el potencial celular.
losejemplo de potencial celular y energía libre muestra cómo calcular energía gratis de una reacción redox.
Si ΔG = 0:, resuelva para Ecélula
0 = -nFEcélula
micélula = 0 V
Esto significa que, en equilibrio, el potencial de la célula es cero. La reacción avanza hacia adelante y hacia atrás a la misma velocidad, lo que significa que no hay flujo neto de electrones. Sin flujo de electrones, no hay corriente y el potencial es igual a cero.
Ahora hay suficiente información conocida para usar la ecuación de Nernst para encontrar la constante de equilibrio.
La ecuación de Nernst es:
micélula = E °célula - (RT / nF) x log10Q
dónde
micélula es el potencial celular
E °célula se refiere al potencial celular estándar
R es el constante de gas (8.3145 J / mol · K)
T es el temperatura absoluta
n es el número de moles de electrones transferidos por la reacción de la célula
F es Constante de Faraday (96484.56 C / mol)
Q es el cociente de reacción
**Los Problema de ejemplo de ecuación de Nernst muestra cómo usar la ecuación de Nernst para calcular el potencial celular de una celda no estándar. **
En el equilibrio, el cociente de reacción Q es la constante de equilibrio, K. Esto hace la ecuación:
micélula = E °célula - (RT / nF) x log10K
Desde arriba, sabemos lo siguiente:
micélula = 0 V
E °célula = +1.13 V
R = 8.3145 J / mol · K
T = 25 y degC = 298.15 K
F = 96484.56 C / mol
n = 6 (se transfieren seis electrones en la reacción)
Resuelve para 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
Iniciar sesión10K = 282.5
K = 10282.5
K = 10282.5 = 100.5 x 10282
K = 3.16 x 10282
Responder:
La constante de equilibrio de la reacción redox de la célula es 3.16 x 10282.