Elektrochemische cellen vertellen u hoe batterijen circuits opladen en hoe elektronische apparaten zoals mobiele telefoons en digitale horloges van stroom worden voorzien. Als je kijkt naar de chemie van E-cellen, het potentieel van elektrochemische cellen, dan zul je chemische reacties vinden die ze aandrijven die elektrische stroom door hun circuits sturen. Het potentieelEvan een cel kan u vertellen hoe deze reacties plaatsvinden.
E-cel berekenen
•••Syed Hussain Ather
Tips
Manipuleer de halfreacties door ze te herschikken, ze te vermenigvuldigen met gehele getallen, het teken van de elektrochemische potentiaal om te draaien en de potentiaal te vermenigvuldigen. Zorg ervoor dat u de regels van reductie en oxidatie volgt. Tel de elektrochemische potentialen voor elke halve reactie in een cel op om het totale elektrochemische of elektromotorische potentieel van een cel te krijgen.
Om de te berekenenelektromotorische potentiaal, ook bekend als potentiaal van de elektromotorische kracht (EMV), van een
galvanisch, of voltaïsche, cel met behulp van de E Cell-formule bij het berekenen van E Cell:- Splits de vergelijking in halve reacties als dat nog niet het geval is.
- Bepaal welke vergelijking (en), indien aanwezig, moet worden omgedraaid of vermenigvuldigd met een geheel getal. Dit kun je bepalen door eerst uit te zoeken welke halfreacties het meest waarschijnlijk optreden bij een spontane reactie. Hoe kleiner de grootte van de elektrochemische potentiaal voor een reactie, hoe groter de kans dat deze optreedt. Het totale reactiepotentieel moet echter positief blijven.
- Bijvoorbeeld een halve reactie met elektrochemische potentiaal van-.5 Vkomt vaker voor dan een met potentieel1 V.
- Als je hebt bepaald welke reacties het meest waarschijnlijk zullen plaatsvinden, zullen ze de basis vormen van de oxidatie en reductie die in de elektrochemische reactie wordt gebruikt.
- Draai vergelijkingen om en vermenigvuldig beide kanten van vergelijkingen met gehele getallen totdat ze de totale elektrochemische reactie vormen en de elementen aan beide kanten opheffen. Voor elke vergelijking die u omdraait, keert u het teken om. Voor elke vergelijking die u vermenigvuldigt met een geheel getal, vermenigvuldigt u de potentiaal met hetzelfde geheel getal.
- Som de elektrochemische potentialen voor elke reactie op, rekening houdend met negatieve tekens.
U kunt zich de kathode-anode van de E-celvergelijking herinneren met het geheugensteuntje "Red Cat An Ox" dat u vertelt:rooductie vindt plaats aan dekathode en deeenodeosidentificeert.
Bereken de elektrodepotentialen van de volgende halfcellen
We kunnen bijvoorbeeld een galvanische cel hebben met een elektrische gelijkstroombron. Het gebruikt de volgende vergelijkingen in een klassieke AA-alkalinebatterij met overeenkomstige elektrochemische halfreactiepotentialen. Het berekenen van e-cel is eenvoudig met behulp van deEcelvergelijking voor de kathode en anode.
- MnO2(s) + H2O + e− → MnOOH(en) + OH-(aq); EO= +0,382 V
- Zn (s)+ 2 OH -(aq) → Zn (OH)2(s) + 2e-; EO = +1.221 V
In dit voorbeeld beschrijft de eerste vergelijking waterH2Owordt verminderd door een proton te verliezen (H+) te vormenOH- terwijl magnesiumoxideMnO2wordt geoxideerd door het verkrijgen van een proton (H+) om mangaanoxide-hydroxide te vormenMnOOH.De tweede vergelijking beschrijft zinkZngeoxideerd worden met twee hydroxide-ionenOH - om zinkhydroxide Zn (OH) te vormen2 terwijl twee elektronen vrijkomen.
Om de algemene elektrochemische vergelijking te vormen die we willen, merk je eerst op dat vergelijking (1) waarschijnlijker is dan vergelijking (2) omdat deze een lagere elektrochemische potentiaal heeft. Deze vergelijking is een reductie van waterH2Oom hydroxide te vormenOH-en oxidatie van magnesiumoxideMnO2. Dit betekent dat het overeenkomstige proces van de tweede vergelijking hydroxide moet oxiderenOH-om het terug te zetten naar waterH2o.Om dit te bereiken, moet u zinkhydroxide verminderenZn (OH)2terug naar zinkZn.
Dit betekent dat de tweede vergelijking moet worden omgedraaid. Als je het omdraait en het teken van de elektrochemische potentiaal verandert, krijg je:Zn (OH)2(s) + 2e- → Zn (s)+ 2 OH -(aq) met een overeenkomstige elektrochemische potentiaalEO = -1,221 V.
Voordat je de twee vergelijkingen bij elkaar optelt, moet je elke reactant en elk product van de eerste vergelijking vermenigvuldigen met het gehele getal 2 om ervoor te zorgen dat de 2 elektronen van de tweede reactie het enkele elektron van de eerste in evenwicht houden een. Dit betekent dat onze eerste vergelijking 2. wordtMnO2(s) + 2 H2O + 2e− → 2MnOOH(en) + 2OH-(aq)met een elektrochemische potentiaal vanEO= +0,764 V
Voeg deze twee vergelijkingen samen en de twee elektrochemische potentialen samen om een gecombineerde reactie te krijgen: 2MnO2(s) + 2 H2O + Zn (OH)2(en) → Zn (s) + MnOOH(en)met elektrochemische potentiaal-0,457 V. Merk op dat de 2 hydroxide-ionen en de 2 elektronen aan beide kanten opheffen bij het maken van de ECell-formule.
E-celchemie
Deze vergelijkingen beschrijven de oxidatie- en reductieprocessen met een semi-poreus membraan gescheiden door een zoutbrug. Dezoutbrugis gemaakt van een materiaal zoals kaliumsulfaat dat dient als een inert elektrolyt dat ionen over het oppervlak laat diffunderen.
Bij dekathoden, oxidatie, of verlies van elektronen, optreedt, en, aan deanodes, reductie of versterking van elektronen, optreedt. Je kunt dit onthouden met het geheugensteuntje "OILRIG". Het vertelt je dat "Oxidation Is Loss" ("OIL") en "Reduction Is Gain" ("RIG"). De elektrolyt is de vloeistof die ionen door beide delen van de cel laat stromen.
Vergeet niet om prioriteit te geven aan vergelijkingen en reacties die vaker voorkomen omdat ze een lagere elektrochemische potentiaal hebben. Deze reacties vormen de basis voor galvanische cellen en al hun toepassingen, en soortgelijke reacties kunnen plaatsvinden in biologische contexten. Celmembranen genereren transmembraan elektrische potentiaal als ionen over het membraan en door elektromotorische chemische potentialen bewegen.
Bijvoorbeeld de omzetting van gereduceerd nicotinamide-adenine-dinucleotide (NADH) in aanwezigheid van protonen (H+) en moleculaire zuurstof (O2) produceert zijn geoxideerde tegenhanger (NAD+) langs het water (H2O) als onderdeel van de elektronentransportketen. Dit gebeurt met een protonelektrochemische gradiëntveroorzaakt door het potentieel om oxidatieve fosforylering te laten plaatsvinden in mitochondriën en energie te produceren.
Nernst-vergelijking
DeNernst-vergelijkinglaat je het elektrochemische potentieel berekenen met behulp van de concentraties van producten en reactanten in evenwicht met het celpotentieel in voltEcel net zo
E_{cell}=E_{cell}^--\frac{RT}{zF}\ln{Q}
waarinE-cel is het potentieel voor de reductiehalfreactie,Ris de universele gasconstante (8,31 J x K−1 mol−1), Tis de temperatuur in Kelvin,zis het aantal elektronen dat bij de reactie wordt overgedragen, enVraagis het reactiequotiënt van de totale reactie.
Het reactiequotiëntVraagis een verhouding met concentraties van producten en reactanten. Voor de hypothetische reactie:aA + bB ⇌ cC + dDmet reactantenEENenB, productenCenD, en bijbehorende gehele waardeneen, b, c, end, het reactiequotiëntVraagzou zijnQ = [C]c[D]d / [EEN]een[B]bmet elke waarde tussen haakjes als de concentratie, meestal inmol/L. De reactie meet bijvoorbeeld deze verhouding van producten tot reactanten.
Potentieel van een elektrolytische cel
elektrolytische cellenverschillen van galvanische cellen doordat ze een externe batterijbron gebruiken, niet het natuurlijke elektrochemische potentieel, om elektriciteit door het circuit te sturen. kan elektroden in de elektrolyt gebruiken in een niet-spontane reactie.
Deze cellen gebruiken ook een waterige of gesmolten elektrolyt in tegenstelling tot de zoutbrug van galvanische cellen. De elektroden komen overeen met de positieve pool, de anode, en de negatieve pool, de kathode, van de batterij. Terwijl galvanische cellen positieve EMV-waarden hebben, hebben elektrolytische cellen negatieve, wat betekent dat galvanische cellen, de reacties vinden spontaan plaats, terwijl elektrolytische cellen een externe spanning nodig hebben bron.
Net als bij de galvanische cellen, kunt u de vergelijkingen van de halve reactie manipuleren, omdraaien, vermenigvuldigen en optellen om de algemene elektrolytische celvergelijking te produceren.