Come calcolare la cella E

Le celle elettrochimiche spiegano come le batterie caricano i circuiti e come vengono alimentati i dispositivi elettronici come i telefoni cellulari e gli orologi digitali. Esaminando la chimica delle cellule E, il potenziale delle celle elettrochimiche, troverai reazioni chimiche che le alimentano e che inviano corrente elettrica attraverso i loro circuiti. Il potenzialeEdi una cellula può dirti come avvengono queste reazioni.

•••Syed Hussain Ather

• Manipolare le semireazioni riordinandole, moltiplicandole per valori interi, invertendo il segno del potenziale elettrochimico e moltiplicando il potenziale. Assicurati di seguire le regole di riduzione e ossidazione. Somma i potenziali elettrochimici per ogni semireazione in una cella per ottenere il potenziale elettrochimico o elettromotore totale di una cella.

Per calcolare ilpotenziale elettromotore, detto anche potenziale della forza elettromotrice (EMF), di unagalvanico, o voltaica, cella utilizzando la formula E Cell durante il calcolo E Cell:

1. Dividi l'equazione in mezze reazioni se non lo è già.
2. Determina quale equazione, se presente, deve essere capovolta o moltiplicata per un numero intero. Puoi determinarlo determinando prima quali semireazioni hanno maggiori probabilità di verificarsi in una reazione spontanea. Più piccola è l'entità del potenziale elettrochimico di una reazione, più è probabile che si verifichi. Tuttavia, il potenziale di reazione complessivo deve rimanere positivo.
   1. Ad esempio, una semireazione con potenziale elettrochimico di-.5 Vè più probabile che si verifichi di uno con potenziale1 V​
   2. Quando hai determinato quali reazioni hanno maggiori probabilità di verificarsi, formeranno la base dell'ossidazione e della riduzione utilizzate nella reazione elettrochimica.
3. Capovolgi le equazioni e moltiplica entrambi i lati delle equazioni per numeri interi finché non si sommano alla reazione elettrochimica complessiva e gli elementi su entrambi i lati si annullano. Per ogni equazione che capovolgi, inverti il ​​segno. Per ogni equazione che moltiplichi per un numero intero, moltiplica il potenziale per lo stesso numero intero.
4. Sommare i potenziali elettrochimici per ogni reazione tenendo conto dei segni negativi.

Puoi ricordare l'anodo del catodo dell'equazione della cella E con il mnemonico "Red Cat An Ox" che ti dicerossozione avviene algattohode e ilunodebueidentifica.

Ad esempio, potremmo avere una cella galvanica con una fonte di alimentazione elettrica DC. Utilizza le seguenti equazioni in una classica batteria alcalina AA con i corrispondenti potenziali elettrochimici di semireazione. Calcolare la cella è facile usando ilEequazione di cella per catodo e anodo.

1. ​MnO₂(s) + H₂O + e⁻ → MnOOH(s) + OH^-(ac); E^o= +0,382 V​
2. ​Zn(s)+ 2 OH ^-(ac) ​ → ​Zn (OH)₂(s) + 2e-; E^o = +1.221 V

In questo esempio, la prima equazione descrive l'acquaH₂ohessendo ridotto perdendo un protone (H⁺) per formareOH​^- mentre l'ossido di magnesioMnO₂si ossida acquisendo un protone (H⁺) per formare ossido-idrossido di manganeseMnOOH.La seconda equazione descrive lo zincoZndiventando ossidato con due ioni idrossidoOH ^-​ per formare idrossido di zinco Zn (OH)₂ rilasciando due elettroni.​

Per formare l'equazione elettrochimica complessiva che vogliamo, per prima cosa nota che l'equazione (1) è più probabile che si verifichi rispetto all'equazione (2) perché ha una grandezza inferiore del potenziale elettrochimico. Questa equazione è una riduzione dell'acquaH₂ohper formare idrossidoOH​^-e ossidazione dell'ossido di magnesioMnO₂. Ciò significa che il processo corrispondente della seconda equazione deve ossidare l'idrossidoOH​^-per riportarlo in acquaH₂O.Per raggiungere questo obiettivo, è necessario ridurre l'idrossido di zincoZn (OH)₂torna allo zincoZn​.

Ciò significa che la seconda equazione deve essere capovolta. Se lo capovolgi e cambi il segno del potenziale elettrochimico, ottieniZn (OH)₂(s) + 2e- ​​→​ ​Zn(s)+ 2 OH ^-(ac) ​ con un corrispondente potenziale elettrochimicoE^o = -1.221 V.​

Prima di sommare le due equazioni, devi moltiplicare ogni reagente e prodotto della prima equazione per l'intero 2 per assicurarsi che i 2 elettroni della seconda reazione bilanciano il singolo elettrone dal primo uno. Ciò significa che la nostra prima equazione diventa 2MnO₂(s) + 2 H₂O + 2e⁻ → 2MnOOH(s) + 2OH^-(ac)con un potenziale elettrochimico diE^o= +0,764 V​

Aggiungi queste due equazioni insieme e i due potenziali elettrochimici insieme per ottenere una reazione combinata: 2MnO₂(s) + 2 H₂O +​ ​Zn (OH)₂(S) ​​→​ ​ ​​Zn(s) + ​​MnOOH(s)con potenziale elettrochimico-0.457 V. Si noti che i 2 ioni idrossido e i 2 elettroni su entrambi i lati si annullano durante la creazione della formula ECell.

Queste equazioni descrivono i processi di ossidazione e riduzione con una membrana semiporosa separata da un ponte salino. Ilponte di saleè costituito da un materiale come il solfato di potassio che funge da elettrolita n inerte che consente agli ioni di diffondersi sulla sua superficie.

Alcatodi, ossidazione o perdita di elettroni, si verifica e, alanodisi verifica la riduzione o il guadagno di elettroni. Puoi ricordarlo con la parola mnemonica "OILRIG". Ti dice che "Oxidation Is Loss" ("OIL") e "Reduction Is Gain" ("RIG"). L'elettrolita è il liquido che consente agli ioni di fluire attraverso entrambe queste parti della cellula.

Ricorda di dare la priorità alle equazioni e alle reazioni che hanno maggiori probabilità di verificarsi perché hanno una grandezza inferiore di potenziale elettrochimico. Queste reazioni costituiscono la base delle cellule galvaniche e di tutti i loro usi, e reazioni simili possono verificarsi in contesti biologici. Le membrane cellulari generano potenziale elettrico transmembrana quando gli ioni si muovono attraverso la membrana e attraverso potenziali chimici elettromotori.

Ad esempio, la conversione della ridotta nicotinammide adenina dinucleotide (NADH) in presenza di protoni (H⁺) e ossigeno molecolare (oh₂) produce la sua controparte ossidata (NAD⁺) accanto all'acqua (H₂oh) come parte della catena di trasporto degli elettroni. Questo si verifica con un protonegradiente elettrochimicocausato dal potenziale per consentire la fosforilazione ossidativa nei mitocondri e produrre energia.

IlEquazione di Nernstpermette di calcolare il potenziale elettrochimico utilizzando le concentrazioni di prodotti e reagenti all'equilibrio con il potenziale di cella in voltE​_cellula come

in qualeE​^-_cellula è il potenziale per la semireazione di riduzione,Rè la costante universale dei gas (8,31 J x K−1 mol−1​), ​Tè la temperatura in Kelvin,zè il numero di elettroni trasferiti nella reazione, eQè il quoziente di reazione della reazione complessiva.

Il quoziente di reazioneQè un rapporto che coinvolge le concentrazioni di prodotti e reagenti. Per l'ipotetica reazione:aA + bB ⇌ cC + dDcon reagentiUNeB, prodottiCeDe i corrispondenti valori interiun​, ​b​, ​c, ed, il quoziente di reazioneQsarebbeQ = [C]^c[D]^d / [A]^un[B]^bcon ogni valore tra parentesi come concentrazione, solitamente inmoli/L. Ad esempio, la reazione misura questa razione di prodotti rispetto ai reagenti.

​Celle elettrolitichedifferiscono dalle celle galvaniche in quanto utilizzano una fonte di batteria esterna, non il potenziale elettrochimico naturale, per guidare l'elettricità attraverso il circuito. può utilizzare elettrodi all'interno dell'elettrolita in una reazione non spontanea.

Queste celle utilizzano anche un elettrolita acquoso o fuso in contrasto con il ponte salino delle celle galvaniche. Gli elettrodi corrispondono al terminale positivo, l'anodo, e al terminale negativo, il catodo, della batteria. Mentre le celle galvaniche hanno valori EMF positivi, le celle elettrolitiche hanno valori negativi, il che significa che, per celle galvaniche, le reazioni avvengono spontaneamente mentre le celle elettrolitiche richiedono un voltaggio esterno external fonte.

Simile alle celle galvaniche, è possibile manipolare, capovolgere, moltiplicare e aggiungere le equazioni di mezza reazione per produrre l'equazione complessiva della cella elettrolitica.