Was ist das Standardpotential und was definiert die Nernst-Gleichung?

Das Standardelektrodenpotential ist definiert als die Spannung unter Standardbedingungen einer Halbzelle oder Halbzelle, wobei die Wasserstoffelektrode als Bezugselektrode genommen wird. Inzwischen ist die Nernst-Gleichung diejenige, die es ermöglicht, die potenzielle Schwankung zu berechnen, wenn die Konzentrations- und Druckwerte von den Standardwerten abweichen.

Zitat (APA)

Candela Rocio Barbisan | Aug. 2022
Chemieingenieur

Zunächst ist es notwendig, das Konzept des Zellpotentials zu verstehen. Bei der Vorbereitung a Zelle galvanisch oder Batterie Energie der Redoxreaktion entsteht durch die Bewegung von Elektronen durch einen Leiter, abhängig von der Kapazität der Kopplungen, um diesen Fluss zu ermöglichen, gemäß der Stärke treibende Kraft Diese elektrische Größe wird durch die Potentialdifferenz oder gemessen Stromspannung und ist bekannt als elektromotorische Kraft oder FEM. Diese EMK kann beispielsweise mit einem Voltmeter gemessen werden.

Wenn diese Potentialdifferenz unter Standardbedingungen gemessen wird, ist sie als Standardelektrodenpotential oder \(fe{{m}^{{}^\circ }}}\) oder \(∆{{E}^{{}^) bekannt \circ }}\). Standardbedingungen beziehen sich auf Konzentrationen von reinen Feststoffen und Flüssigkeiten von 1 mol/L und Gasen bei 1 atm Druck.

Da es nicht möglich ist, das Potential einer isolierten Elektrode zu messen, ist ein Elektronenfluss zwischen zwei Elektroden erforderlich. Pole, kann das Potential einer Elektrode bestimmt werden, indem man einem von ihnen den Nullwert zuweist und ∆E davon kennt Zelle. Dazu wird die Potentialdifferenz gegen eine Referenz, die Normalwasserstoffelektrode (SHE), gemessen, wobei die Platinelektrode (inert) Es ist in einem Glasrohr eingeschlossen, in das gasförmiger Wasserstoff bei einem Partialdruck von 1 atm in einer bestimmten Lösung bei 25 ° C und 1 mol / l geblasen wird Konzentration. Vereinbarungsgemäß beträgt der Potentialwert dieser Elektrode unter den genannten Standardbedingungen 0 V, da in ihr die Oxidation von H stattfindet.₂ (g) und die Reduktion von H⁺ in Lösung.

Betrachten wir den auf die Daniell-Zelle angewendeten Fall, in dem die Standardpotentiale der Elektroden durch tabellierte Werte sind: für die Oxidation von Zn (s) -0,76 V und für die Reduktion von Cu+2, 0,34 V. Dann ergibt sich der Wert von \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) aus der Differenz zwischen den Standard-Reduktions- und Oxidationspotentialen zu: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Da \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) positiv ist, ist die Reaktion spontan.

Es besteht eine Beziehung zwischen dem Standardpotential der Zelle und ihrer Konstante. Gleichgewicht. Wir wissen, dass die freie Standardreaktionsenergie ist:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-nF∆{{E}^{{}^\circ }}\)

Wobei n die Anzahl der Elektronen ist, die beim Redoxprozess ins Spiel kommen, F die Faraday-Konstante (96485 C/Mol Elektronen) und \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)der Potentialdifferenz der Zelle unter Bedingungen Normen.

Ebenso hängt \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) mit der Gleichgewichtskonstante des Prozesses zusammen:

\(∆{{G}^{{}^\circ}}=-RTlnK\)

Durch Gleichsetzen beider Ausdrücke kann der Zusammenhang zwischen der Gleichgewichtskonstanten K und dem Standardpotential gefunden werden:

\(lnK=\frac{n~F~∆{{E}^{{}^\circ }}~}{R~T}\)

Unter der Annahme, dass die Oxidations-Reduktions-Reaktion unter anderen als den Standardbedingungen durchgeführt wird, muss dieses Potential neu berechnet werden. Zu diesem Zweck hat der deutsche Wissenschaftler Nernst einen Ausdruck entwickelt, der das Standardpotential der Batterie mit ihrem Potential unter verschiedenen Bedingungen in Beziehung setzt, nämlich:

\(∆E=∆{{E}^{{}^\circ }}-\frac{R~T~}{n~F}\ln Q\)

Q ist der Reaktionsquotient und R ausgedrückt in J/mol. K.

Es ist üblich, andere oder vereinfachte Ausdrücke der Nernst-Gleichung zu finden, zum Beispiel, wenn wir a zuordnen Temperatur von 298 K zum Prozess und wandelt die Logarithmus natürlich im Dezimallogarithmus ergibt der Ausdruck:

\(∆E=∆{{E}^{{}^\circ }}-\frac{0.05916~V~}{n~}\log Q\)

Es ist leicht zu erkennen, dass, wenn die Zelle zu arbeiten beginnt und Reaktanten verbraucht werden, um Produkte zu erzeugen, der Wert von Q gemäß seiner Definition zu steigen beginnt, bis \(∆E\)=0. In diesem Moment befindet sich das System im Gleichgewicht und Q = Keq.

Sehen wir uns ein Beispiel der Nernst-Gleichung an, die auf die Daniell-Zelle angewendet wird. Wenn wir uns daran erinnern, dass das Standardpotential 1,1 V betrug (wie wir zuvor gesehen haben), nehmen wir an, wenn wir die Konzentrationen variieren, wir haben jetzt Lösungen von Cu⁺² von 0,3 mol/L und Zn⁺² von 3 mol/L (statt 1 mol/L). Das Zellpotential bei 298 K wäre gegeben durch:

\(∆E=1.1~V-\frac{0.05916~V~}{2}\log \left( \frac{3}{0.3} \right)=1.07~V\)