Как да се изчисли E клетка

Електрохимичните клетки ви разказват за това как батериите зареждат вериги и как се захранват електронни устройства като мобилни телефони и цифрови часовници. Разглеждайки химията на Е клетките, потенциала на електрохимичните клетки, ще откриете, че ги задвижват химични реакции, които изпращат електрически ток през техните вериги. ПотенциалътЕ.на клетка може да ви каже как възникват тези реакции.

•••Syed Hussain Ather

• Манипулирайте полуреакциите, като ги пренареждате, умножавате ги по цели числа, обръщате знака на електрохимичния потенциал и умножавате потенциала. Уверете се, че спазвате правилата за редукция и окисляване. Сумирайте електрохимичните потенциали за всяка половин реакция в клетка, за да получите общия електрохимичен или електромоторен потенциал на клетката.

За да се изчислиелектромоторен потенциал, известен също като потенциал на електромоторната сила (ЕМП), на aгалваничен, или волтаична клетка, използваща формулата E Cell при изчисляване на E Cell:

1. Разделете уравнението на половин реакции, ако още не е.
2. Определете кое уравнение (я), ако има такова, трябва да бъде обърнато или умножено по цяло число. Можете да определите това, като първо разберете коя половина реакции е най-вероятно да възникнат при спонтанна реакция. Колкото по-малка е величината на електрохимичния потенциал за реакция, толкова по-вероятно е тя да се случи. Общият потенциал за реакция обаче трябва да остане положителен.
   1. Например, половин реакция с електрохимичен потенциал от-5 Vе по-вероятно да се случи, отколкото такъв с потенциал1 V.​
   2. Когато определите кои реакции са най-вероятни, те ще формират основата на окислението и редукцията, използвани в електрохимичната реакция.
3. Обърнете уравненията и умножете двете страни на уравненията по цели числа, докато те се обобщят до общата електрохимична реакция и елементите от двете страни се отменят. За всяко уравнение, което обърнете, обърнете знака. За всяко уравнение, което умножавате по цяло число, умножете потенциала по същото цяло число.
4. Обобщете електрохимичните потенциали за всяка реакция, като вземете предвид отрицателните признаци.

Можете да си спомните катодния анод на уравнението на E клетка с мнемоничния "Red Cat An Ox", който ви казвачервенuction се случва прикоткаhode иanодаволидизира.

Например, може да имаме галваничен елемент с постоянен източник на електрическа енергия. Той използва следните уравнения в класическа АА алкална батерия със съответните половин реакционни електрохимични потенциали. Изчисляването на e клетката е лесно с помощта наЕ.клетъчно уравнение за катода и анода.

1. ​MnO₂(s) + H₂O + e⁻ → MnOOH (s) + OH^-(aq); Е.^o= +0,382 V​
2. ​Zn (s) + 2 OH ^-(aq) ​ → ​Zn (OH)₂(s) + 2e-; Е.^o = +1,221 V

В този пример първото уравнение описва водатаЗ.₂Онамалява чрез загуба на протон (З.⁺) за да се образуваОХ​^- докато магнезиев оксидMnO₂се окислява чрез получаване на протон (З.⁺) за образуване на манганов оксид-хидроксидMnOOH.Второто уравнение описва цинкZnокислявайки се с два хидроксидни йонаОХ ^-​ за образуване на цинков хидроксид Zn (OH)₂ докато освобождава два електрона.​

За да оформите общото електрохимично уравнение, което искаме, първо забелязвате, че уравнение (1) е по-вероятно да се появи, отколкото уравнение (2), тъй като има по-нисък размер на електрохимичния потенциал. Това уравнение е намаляване на водатаЗ.₂Оза образуване на хидроксидОХ​^-и окисление на магнезиев оксидMnO₂. Това означава, че съответният процес от второто уравнение трябва да окисли хидроксидОХ​^-за да го върнете обратно във водаЗ.₂О.За да постигнете това, трябва да намалите цинковия хидроксидZn (OH)₂обратно към цинкаZn​.

Това означава, че второто уравнение трябва да бъде обърнато. Ако го обърнете и промените знака на електрохимичния потенциал, получаватеZn (OH)₂(s) + 2e- ​​→​ ​Zn (s) + 2 OH ^-(aq) ​ със съответстващ електрохимичен потенциалЕ.^o = -1,221 V.​

Преди да сумирате двете уравнения заедно, трябва да умножите всеки реагент и произведение от първото уравнение по цялото число 2, за да се увери, че 2-те електрона от втората реакция балансират единичния електрон от първия един. Това означава, че първото ни уравнение става 2MnO₂(s) + 2Н₂O + 2e⁻ → 2MnOOH (s) + 2OH^-(aq)с електрохимичен потенциал отЕ.^o= +0,764 V​

Добавете тези две уравнения заедно и двата електрохимични потенциала заедно, за да получите комбинирана реакция: 2MnO₂(s) + 2Н₂O +​ ​Zn (OH)₂(с) ​​→​ ​ ​​Zn (s) + ​​MnOOH (и)с електрохимичен потенциал-0,457 V. Имайте предвид, че 2-те хидроксидни йона и 2-те електрона от двете страни се анулират при създаването на формулата ECell.

Тези уравнения описват процесите на окисляване и редукция с полупореста мембрана, разделена от солен мост. Theсолен мосте направен от материал като калиев сулфат, който служи като n инертен електролит, който позволява на йона да дифузира по повърхността му.

Вкатоди, настъпва окисление или загуба на електрони и прианоди, настъпва редукция или печалба на електрони. Можете да си спомните това с мнемоничната дума "OILRIG." Той ви казва, че "Окисляването е загуба" ("OIL") и "Намаляването се увеличава" ("RIG"). Електролитът е течността, която позволява на йоните да преминават през двете части на клетката.

Не забравяйте да дадете приоритет на уравнения и реакции, които са по-склонни да се появят, тъй като те имат по-ниска величина на електрохимичния потенциал. Тези реакции формират основата за галванични клетки и всички техни приложения и подобни реакции могат да възникнат в биологичен контекст. Клетъчните мембрани генерират трансмембранен електрически потенциал, когато йони се движат през мембраната и чрез електромоторни химически потенциали.

Например превръщането на редуциран никотинамид аденин динуклеотид (NADH) в присъствието на протони (З.⁺) и молекулен кислород (О₂) произвежда своя окислен аналог (NAD⁺) заедно с вода (З.₂О) като част от електронната транспортна верига. Това се случва с протонелектрохимичен градиентпричинени от потенциала да позволи на окислителното фосфорилиране да се случи в митохондриите и да произвежда енергия.

TheУравнение на Нернстви позволява да изчислите електрохимичния потенциал, използвайки концентрациите на продукти и реагенти в равновесие с клетъчен потенциал във волтаЕ.​_клетка като

в койтоЕ.​^-_клетка е потенциалът за редукция на половината реакция,Rе универсалната газова константа (8,31 J x K − 1 mol − 1​), ​Tе температурата в келвини,zе броят на електроните, прехвърлени в реакцията, иВъпрос:е коефициентът на реакцията на цялостната реакция.

Коефициент на реакциятаВъпрос:е съотношение, включващо концентрации на продукти и реагенти. За хипотетичната реакция:aA + bB ⇌ cC + dDс реагентиAиБ., продукти° Сид, и съответстващи цели числаа​, ​б​, ​° С, ид, коефициентът на реакциятаВъпрос:би билоQ = [C]^{° С}[Д]^д / [A]^а[B]^бс всяка скобена стойност като концентрация, обикновено вmol / L. За всеки пример реакцията измерва това съотношение на продуктите към реагентите.

​Електролитични клеткисе различават от галваничните елементи по това, че използват външен източник на батерия, а не естествения електрохимичен потенциал, за да задвижват електричеството през веригата. може да използва електроди вътре в електролита при неспонтанна реакция.

Тези клетки също използват воден или разтопен електролит за разлика от соления мост на галваничните клетки. Електродите съвпадат с положителния извод, анода и отрицателния извод катода на батерията. Докато галваничните клетки имат положителни стойности на EMF, електролитните клетки имат отрицателни, което означава, че за галванични клетки, реакциите възникват спонтанно, докато електролитните клетки изискват външно напрежение източник.

Подобно на галваничните клетки, можете да манипулирате, обръщате, умножавате и добавяте уравненията на половината реакция, за да създадете общото уравнение на електролитните клетки.