Comment calculer la cellule E

Les cellules électrochimiques vous indiquent comment les batteries chargent les circuits et comment les appareils électroniques comme les téléphones portables et les montres numériques sont alimentés. En examinant la chimie des cellules E, le potentiel des cellules électrochimiques, vous découvrirez des réactions chimiques qui les alimentent et qui envoient du courant électrique dans leurs circuits. Le potentielEd'une cellule peut vous dire comment ces réactions se produisent.

•••Syed Hussain Ather

• Manipulez les demi-réactions en les réorganisant, en les multipliant par des valeurs entières, en inversant le signe du potentiel électrochimique et en multipliant le potentiel. Assurez-vous de suivre les règles de réduction et d'oxydation. Additionnez les potentiels électrochimiques pour chaque demi-réaction dans une cellule pour obtenir le potentiel électrochimique ou électromoteur total d'une cellule.

Pour calculer lepotentiel électromoteur, également appelé potentiel de la force électromotrice (

1. Divisez l'équation en demi-réactions si ce n'est pas déjà fait.
2. Déterminez quelle (s) équation (s), le cas échéant, doit être inversée ou multipliée par un nombre entier. Vous pouvez le déterminer en déterminant d'abord quelles demi-réactions sont les plus susceptibles de se produire dans une réaction spontanée. Plus l'amplitude du potentiel électrochimique d'une réaction est faible, plus elle est susceptible de se produire. Cependant, le potentiel de réaction global doit rester positif.
   1. Par exemple, une demi-réaction avec un potentiel électrochimique de-.5 Vest plus susceptible de se produire que celui avec un potentiel1 V.​
   2. Lorsque vous aurez déterminé quelles réactions sont les plus susceptibles de se produire, elles formeront la base de l'oxydation et de la réduction utilisées dans la réaction électrochimique.
3. Retournez les équations et multipliez les deux côtés des équations par des nombres entiers jusqu'à ce qu'ils totalisent la réaction électrochimique globale et que les éléments des deux côtés s'annulent. Pour toute équation que vous retournez, inversez le signe. Pour toute équation que vous multipliez par un entier, multipliez le potentiel par le même entier.
4. Faire la somme des potentiels électrochimiques de chaque réaction en tenant compte des signes négatifs.

Vous pouvez vous souvenir de l'anode cathodique de l'équation de la cellule E avec le mnémonique "Red Cat An Ox" qui vous ditrougel'enchère a lieu auchathode et leunodebœufidise.

Par exemple, nous pouvons avoir une cellule galvanique avec une source d'alimentation électrique à courant continu. Il utilise les équations suivantes dans une pile alcaline AA classique avec des potentiels électrochimiques de demi-réaction correspondants. Le calcul de la cellule e est facile en utilisant leEéquation de cellule pour la cathode et l'anode.

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

Dans cet exemple, la première équation décrit l'eauH₂Oétant réduit en perdant un proton (H⁺) formerOH​^- tandis que l'oxyde de magnésiumMnO₂est oxydé en gagnant un proton (H⁺) pour former de l'oxyde-hydroxyde de manganèseMnOOH.La deuxième équation décrit le zincZns'oxyder avec deux ions hydroxydeOH ^-​ pour former de l'hydroxyde de zinc Zn (OH)₂ en libérant deux électrons.​

Pour former l'équation électrochimique globale que nous voulons, notez d'abord que l'équation (1) est plus susceptible de se produire que l'équation (2) car elle a une amplitude de potentiel électrochimique plus faible. Cette équation est une réduction de l'eauH₂Oformer de l'hydroxydeOH​^-et oxydation de l'oxyde de magnésiumMnO₂. Cela signifie que le processus correspondant de la deuxième équation doit oxyder l'hydroxydeOH​^-pour le remettre à l'eauH₂O.Pour y parvenir, vous devez réduire l'hydroxyde de zincZn (OH)₂retour au zincZn​.

Cela signifie que la deuxième équation doit être inversée. Si vous le retournez et changez le signe du potentiel électrochimique, vous obtenezZn (OH)₂(s) + 2e- ​​→​ ​Zn (s) + 2 OH ^-(aq) ​ avec un potentiel électrochimique correspondantE^o = -1,221 V.​

Avant de faire la somme des deux équations, vous devez multiplier chaque réactif et produit de la première équation par l'entier 2 pour s'assurer que les 2 électrons de la deuxième réaction équilibrent le seul électron de la première une. Cela signifie que notre première équation devient 2MnO₂(s) + 2H₂O + 2e⁻ → 2MnOOH(s) + 2OH^-(aq)avec un potentiel électrochimique deE^o= +0,764V​

Additionnez ces deux équations et les deux potentiels électrochimiques ensemble pour obtenir une réaction combinée: 2MnO₂(s) + 2H₂O +​ ​Zn (OH)₂(s) ​​→​ ​ ​​Zn(s) + ​​MnOOH(s)avec potentiel électrochimique-0,457 V. Notez que les 2 ions hydroxyde et les 2 électrons des deux côtés s'annulent lors de la création de la formule ECell.

Ces équations décrivent les processus d'oxydation et de réduction avec une membrane semi-poreuse séparée par un pont salin. lepont de selest fait d'un matériau tel que le sulfate de potassium qui sert d'électrolyte inerte qui permet aux ions de se diffuser à travers sa surface.

Aucathodes, une oxydation ou une perte d'électrons se produit et, auanode, une réduction ou un gain d'électrons se produit. Vous pouvez vous en souvenir avec le mot mnémonique « OILRIG ». Il vous indique que « L'oxydation est une perte » (« HUILE ») et « La réduction est un gain » (« RIG »). L'électrolyte est le liquide qui permet aux ions de circuler à travers ces deux parties de la cellule.

N'oubliez pas de hiérarchiser les équations et les réactions qui sont plus susceptibles de se produire car elles ont une amplitude de potentiel électrochimique plus faible. Ces réactions constituent la base des cellules galvaniques et de toutes leurs utilisations, et des réactions similaires peuvent se produire dans des contextes biologiques. Les membranes cellulaires génèrent un potentiel électrique transmembranaire lorsque les ions se déplacent à travers la membrane et à travers des potentiels chimiques électromoteurs.

Par exemple, la conversion du nicotinamide adénine dinucléotide réduit (NADH) en présence de protons (H⁺) et l'oxygène moléculaire (O₂) produit sa contrepartie oxydée (NAD⁺) au bord de l'eau (H₂O) dans le cadre de la chaîne de transport d'électrons. Cela se produit avec un protongradient électrochimiquecausé par le potentiel de laisser la phosphorylation oxydative se produire dans les mitochondries et produire de l'énergie.

leÉquation de Nernstpermet de calculer le potentiel électrochimique en utilisant les concentrations de produits et réactifs à l'équilibre avec le potentiel de la cellule en voltsE​_cellule comme

dans lequelE​^-_cellule est le potentiel de la demi-réaction de réduction,Rest la constante universelle des gaz (8,31 J x K−1 mol−1​), ​Test la température en Kelvins,zest le nombre d'électrons transférés dans la réaction, etQest le quotient de réaction de la réaction globale.

Le quotient de réactionQest un rapport impliquant des concentrations de produits et de réactifs. Pour la réaction hypothétique :aA + bB cC + dDavec des réactifsUNEetB, des produitsCetré, et les valeurs entières correspondantesune​, ​b​, ​c, etré, le quotient de réactionQseraitQ = [C]^c[RÉ]^ré / [UNE]^une[B]^bavec chaque valeur entre parenthèses comme concentration, généralement enmol/L. Pour tout exemple, la réaction mesure ce rapport de produits aux réactifs.

​Cellules électrolytiquesdiffèrent des cellules galvaniques en ce qu'elles utilisent une source de batterie externe, et non le potentiel électrochimique naturel, pour conduire l'électricité à travers le circuit. peut utiliser des électrodes à l'intérieur de l'électrolyte dans une réaction non spontanée.

Ces cellules utilisent également un électrolyte aqueux ou fondu contrairement au pont salin des cellules galvaniques. Les électrodes correspondent à la borne positive, l'anode, et à la borne négative, la cathode, de la batterie. Alors que les cellules galvaniques ont des valeurs EMF positives, les cellules électrolytiques ont des valeurs négatives, ce qui signifie que, pour cellules galvaniques, les réactions se produisent spontanément alors que les cellules électrolytiques nécessitent une tension externe la source.

Semblable aux cellules galvaniques, vous pouvez manipuler, retourner, multiplier et ajouter les équations de demi-réaction pour produire l'équation globale de la cellule électrolytique.