Wissenschaft

Gleichgewichtskonstante der elektrochemischen Zellreaktion

Die Gleichgewichtskonstante der Redoxreaktion einer elektrochemischen Zelle kann unter Verwendung der Nernst-Gleichung und der Beziehung zwischen Standardzellpotential und freier Energie berechnet werden . Dieses Beispielproblem zeigt, wie die Gleichgewichtskonstante der Redoxreaktion einer Zelle ermittelt wird .

Key Takeaways: Nernst-Gleichung zur Ermittlung der Gleichgewichtskonstante

  • Die Nernst-Gleichung berechnet das elektrochemische Zellpotential aus dem Standardzellpotential, der Gaskonstante, der absoluten Temperatur, der Molzahl der Elektronen, der Faradayschen Konstante und dem Reaktionsquotienten. Im Gleichgewicht ist der Reaktionsquotient die Gleichgewichtskonstante.
  • Wenn Sie also die Halbreaktionen der Zelle und die Temperatur kennen, können Sie nach dem Zellpotential und damit nach der Gleichgewichtskonstante suchen.

 

Problem

Die folgenden zwei Halbreaktionen werden verwendet, um eine elektrochemische Zelle zu bilden :
Oxidation:
SO 2 (g) + 2 H 2 0 (ℓ) → SO 4 (aq) + 4 H + (aq) + 2 e   E ° ox=-0,20 V
Reduktion:
Cr 2 O 7 2- (aq) + 14 H + (aq) + 6 e → 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2 O (ℓ) E ° rot=+1,33 V
Was ist die Gleichgewichtskonstante der kombinierten Zellreaktion bei 25 ° C?

 

Lösung

Schritt 1: Kombinieren und balancieren Sie die beiden Halbreaktionen.

Die Oxidationshalbreaktion erzeugt 2 Elektronen und die Reduktionshalbreaktion benötigt 6 Elektronen. Um die Ladung auszugleichen, muss die Oxidationsreaktion mit einem Faktor von
3 multipliziert werden. 3 SO 2 (g) + 6 H 2 0 (ℓ) → 3 SO 4 (aq) + 12 H + (aq) + 6 e
+ Cr 2 O 7 2- (aq) + 14 H + (aq) + 6 e → 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2 O (ℓ)
3 SO 2 (g) + Cr 2 O 7 2- (aq) + 2 H + (aq) → 3 SO 4 (aq) + 2 Cr 3+ (aq) + H 2 O (ℓ)
Durch Ausgleichen der Gleichung kennen wir nun die Gesamtzahl der in der Reaktion ausgetauschten Elektronen . Diese Reaktion tauschte sechs Elektronen aus.

Schritt 2: Berechnen Sie das Zellpotential.
Dieses EMF-Beispielproblem für elektrochemische Zellen zeigt, wie das Zellpotential einer Zelle aus Standardreduktionspotentialen berechnet wird. **
E ° Zelle=E ° Ochse + E ° Rot
E ° Zelle=-0,20 V + 1,33 V
E ° Zelle=+1,13 V.

Schritt 3: Finden Sie die Gleichgewichtskonstante K.
Wenn sich eine Reaktion im Gleichgewicht befindet, ist die Änderung der freien Energie gleich Null.

Die Änderung der freien Energie einer elektrochemischen Zelle hängt mit dem
Zellpotential der Gleichung zusammen: ΔG=-nFE Zelle
wobei
ΔG die freie Energie der Reaktion ist
n die Anzahl der in der Reaktion ausgetauschten Mol Elektronen
ist die Faradaysche Konstante ( 96484,56 C / mol)
E ist das Zellpotential .

Das Beispiel Zellpotential und freie Energie zeigt, wie die freie Energie einer Redoxreaktion berechnet wird. Wenn ΔG=0: ist, lösen Sie für E- Zelle 0=-nFE- Zelle E- Zelle=0 V Dies bedeutet, dass im Gleichgewicht das Potential der Zelle Null ist. Die Reaktion verläuft mit der gleichen Geschwindigkeit vorwärts und rückwärts, was bedeutet, dass kein Nettoelektronenfluss vorliegt. Ohne Elektronenfluss gibt es keinen Strom und das Potential ist gleich Null. Jetzt sind genügend Informationen bekannt, um die Nernst-Gleichung zu verwenden, um die Gleichgewichtskonstante zu finden.

Die Nernst – Gleichung lautet:
E – Zelle=E ° Zelle – (RT / nF) x log 10 Q ,
wo
E – Zelle ist das Zellpotential
E ° Zelle bezieht sich auf Standard – Zellenpotential
R die Gaskonstante (8,3145 J / mol · K)
T ist die absolute Temperatur
n ist die Anzahl der Mol Elektronen, die durch die Reaktion der Zelle übertragen werden
F ist die Faradaysche Konstante (96484,56 C / mol)
Q ist der Reaktionsquotient

** Das Beispielproblem der Nernst-Gleichung zeigt, wie die Nernst-Gleichung verwendet wird, um das Zellpotential einer nicht standardmäßigen Zelle zu berechnen. **

Im Gleichgewicht ist der Reaktionsquotient Q die Gleichgewichtskonstante K. Dies ergibt die Gleichung:
E- Zelle=E ° -Zelle – (RT / nF) x log 10 K
Von oben wissen wir Folgendes:
E- Zelle=0 V
E ° Zelle=+1,13 V
R=
8,3145 J / mol · K
T=25 & degC=298,15 K
F=96484,56 C / mol
n=6 (sechs Elektronen werden in der Reaktion übertragen)

Löse nach K:
0=1,13 V – [(8,3145 J / mol · K · 298,15 K) / (6 · 96484,56 C / mol)] log 10 K
–1,13 V=- (0,004 V) log 10 K
log 10 K=282,5
K=10 282,5
K=10 282,5=10 0,5 × 10 282
K=3,16 × 10 282
Antwort:
Die Gleichgewichtskonstante der Redoxreaktion der Zelle beträgt 3,16 × 10 282 .

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