Hvordan beregne E-celle

Elektrokjemiske celler forteller deg om hvordan batterier lader kretser og hvordan elektroniske enheter som mobiltelefoner og digitale klokker drives. Når du ser på E-cellekjemi, potensialet til elektrokjemiske celler, finner du kjemiske reaksjoner som driver dem som sender elektrisk strøm gjennom kretsene. PotensialetEav en celle kan fortelle deg hvordan disse reaksjonene oppstår.

•••Syed Hussain Ather

• Manipuler halvreaksjonene ved å omorganisere dem, multiplisere dem med heltall, snu tegnet på det elektrokjemiske potensialet og multiplisere potensialet. Sørg for at du følger regler for reduksjon og oksidasjon. Oppsummer de elektrokjemiske potensialene for hver halvreaksjon i en celle for å få det totale elektrokjemiske eller elektromotoriske potensialet til en celle.

For å beregneelektromotorisk potensial, også kjent som potensialet til elektromotorisk kraft (EMF), av engalvaniskeller voltaisk celle ved bruk av E-celleformelen ved beregning av E-celle:

1. Del ligningen i halve reaksjoner hvis den ikke allerede er gjort.
instagram story viewer
2. Bestem hvilken ligning (er) som må vendes eller multipliseres med et helt tall. Du kan bestemme dette ved først å finne ut hvilke halvreaksjoner som mest sannsynlig vil forekomme i en spontan reaksjon. Jo mindre størrelsen på det elektrokjemiske potensialet for en reaksjon, desto mer sannsynlig er det. Imidlertid må det samlede reaksjonspotensialet forbli positivt.
   1. For eksempel en halvreaksjon med elektrokjemisk potensial på-.5 Ver mer sannsynlig enn en med potensial1 V.​
   2. Når du har bestemt hvilke reaksjoner som mest sannsynlig vil forekomme, vil de danne grunnlaget for oksidasjonen og reduksjonen som brukes i den elektrokjemiske reaksjonen.
3. Vend ligninger og multipliser begge sider av ligningene med heltall til de oppsummerer den generelle elektrokjemiske reaksjonen og elementene på begge sider avbrytes. For enhver ligning du snur, snu tegnet. For enhver ligning du multipliserer med et helt tall, multipliser potensialet med samme heltall.
4. Oppsummer de elektrokjemiske potensialene for hver reaksjon mens du tar hensyn til negative tegn.

Du kan huske E-celle-ligningskatodeanoden med den mnemoniske "Red Cat An Ox" som forteller degrødfunksjon oppstår vedkatthode ogenodeokseidiserer.

For eksempel kan vi ha en galvanisk celle med en likestrømskilde. Den bruker følgende ligninger i et klassisk AA alkalisk batteri med tilsvarende elektrokjemiske potensialer for halvreaksjon. Det er enkelt å beregne e-cellenEcelleligning for katoden og anoden.

1. ​MnO₂(s) + H₂O + e⁻ → MnOOH (s) + OH^-(En q); E^o= +0,382 V​
2. ​Zn (s) + 2 OH ^-(En q) ​ → ​Zn (OH)₂(s) + 2e-; E^o = +1,211 V

I dette eksemplet beskriver den første ligningen vannH₂Oreduseres ved å miste et proton (H⁺) for å danneÅH​^- mens magnesiumoksidMnO₂oksyderes ved å få et proton (H⁺) for å danne manganoksyd-hydroksydMnOOH.Den andre ligningen beskriver sinkZnblir oksidert med to hydroksidionerÅH ^-​ for å danne sinkhydroksid Zn (OH)₂ mens du slipper to elektroner.​

For å danne den samlede elektrokjemiske ligningen vi ønsker, bemerker du først at ligning (1) er mer sannsynlig enn ligning (2) fordi den har en lavere størrelse av elektrokjemisk potensial. Denne ligningen er en reduksjon av vannH₂Ofor å danne hydroksidÅH​^-og oksidasjon av magnesiumoksidMnO₂. Dette betyr at den tilsvarende prosessen i den andre ligningen må oksidere hydroksydÅH​^-for å sette den tilbake i vannH₂O.For å oppnå dette må du redusere sinkhydroksidZn (OH)₂tilbake til sinkZn​.

Dette betyr at den andre ligningen må vendes. Hvis du snur det og endrer tegnet på det elektrokjemiske potensialet, får du detZn (OH)₂(s) + 2e- ​​→​ ​Zn (s) + 2 OH ^-(En q) ​ med et tilsvarende elektrokjemisk potensialE^o = -1,221 V.​

Før du summerer de to ligningene sammen, må du multiplisere hver reaktant og produkt av den første ligningen med heltallet 2 for å sikre at de 2 elektronene til den andre reaksjonen balanserer ut enkeltelektronet fra det første en. Dette betyr at vår første ligning blir 2MnO₂(s) + 2 H₂O + 2e⁻ → 2MnOOH (s) + 2OH^-(En q)med et elektrokjemisk potensial påE^o= +0,764 V​

Legg disse to ligningene sammen og de to elektrokjemiske potensialene sammen for å få en kombinert reaksjon: 2MnO₂(s) + 2 H₂O +​ ​Zn (OH)₂(s) ​​→​ ​ ​​Zn (s) + ​​MnOOH (s)med elektrokjemisk potensial-0,457 V. Vær oppmerksom på at de to hydroksidionene og de to elektronene på begge sider avbrytes når du oppretter ECell-formelen.

Disse ligningene beskriver oksidasjons- og reduksjonsprosesser med en semi-porøs membran adskilt av en saltbro. Desaltbroer laget av et materiale som kaliumsulfat som fungerer som n inert elektrolytt som lar ion diffundere over overflaten.

Påkatoder, oksidasjon, eller tap av elektroner, oppstår og, vedanoder, reduksjon eller forsterkning av elektroner oppstår. Du kan huske dette med det mnemoniske ordet "OILRIG." Den forteller deg at "Oxidation Is Loss" ("OIL") og "Reduction Is Gain" ("RIG"). Elektrolytten er væsken som lar ioner strømme gjennom begge disse delene av cellen.

Husk å prioritere ligninger og reaksjoner som er mer sannsynlig fordi de har lavere elektrokjemisk potensial. Disse reaksjonene danner grunnlaget for galvaniske celler og all deres bruk, og lignende reaksjoner kan forekomme i biologiske sammenhenger. Cellemembraner genererer transmembrant elektrisk potensial når ioner beveger seg over membranen og gjennom kjemiske potensialer.

For eksempel konvertering av redusert nikotinamidadenindinukleotid (NADH) i nærvær av protoner (H⁺) og molekylært oksygen (O₂) produserer sin oksyderte motstykke (NAD⁺) ved siden av vann (H₂O) som en del av elektrontransportkjeden. Dette skjer med et protonelektrokjemisk gradientforårsaket av potensialet for å la oksidativ fosforylering forekomme i mitokondrier og produsere energi.

DeNernst ligninglar deg beregne det elektrokjemiske potensialet ved å bruke konsentrasjonene av produkter og reaktanter i likevekt med cellepotensial i voltE​_celle som

derE​^-_celle er potensialet for reduksjonshalvreaksjonen,Rer den universelle gasskonstanten (8,31 J x K − 1 mol − 1​), ​Ter temperaturen i Kelvins,zer antall elektroner som overføres i reaksjonen, ogQer reaksjonskvotienten til den totale reaksjonen.

ReaksjonskvotenQer et forhold som involverer konsentrasjoner av produkter og reaktanter. For den hypotetiske reaksjonen:aA + bB ⇌ cC + dDmed reaktanterENogB, ProdukterCogDog tilsvarende heltallverdieren​, ​b​, ​c, ogd, reaksjonskvotientenQville værtQ = [C]^c[D]^d / [A]^en[B]^bmed hver parentesverdi som konsentrasjon, vanligvis imol / L.. For ethvert eksempel måler reaksjonen denne rasjonen av produkter til reaktanter.

​Elektrolytiske cellerskiller seg fra galvaniske celler ved at de bruker en ekstern batterikilde, ikke det naturlige elektrokjemiske potensialet, for å drive strøm gjennom kretsen. kan bruke elektroder inne i elektrolytten i en ikke-spontan reaksjon.

Disse cellene bruker også en vandig eller smeltet elektrolytt i motsetning til saltbroen til galvaniske celler. Elektrodene samsvarer med den positive terminalen, anoden og den negative terminalen, katoden, til batteriet. Mens galvaniske celler har positive EMF-verdier, har elektrolytiske celler negative som betyr at for galvaniske celler, oppstår reaksjonene spontant mens elektrolytiske celler krever en ekstern spenning kilde.

I likhet med de galvaniske cellene kan du manipulere, snu, multiplisere og legge til halvreaksjonsligningene for å produsere den samlede elektrolytiske celleligningen.