Celulele electrochimice vă spun despre modul în care bateriile încarcă circuitele și modul în care sunt alimentate dispozitivele electronice, cum ar fi telefoanele mobile și ceasurile digitale. Privind în chimia celulelor E, potențialul celulelor electrochimice, veți găsi reacții chimice care le alimentează, care trimit curent electric prin circuitele lor. PotentialulEunei celule vă poate spune cum apar aceste reacții.
Calculul celulei E
•••Syed Hussain Ather
sfaturi
Manipulați jumătățile de reacții rearanjându-le, înmulțindu-le cu valori întregi, răsucind semnul potențialului electrochimic și înmulțind potențialul. Asigurați-vă că respectați regulile de reducere și oxidare. Sumați potențialele electrochimice pentru fiecare jumătate de reacție într-o celulă pentru a obține potențialul electrochimic sau electromotor total al unei celule.
Pentru a calculapotențial electromotor, cunoscut și ca potențial al forței electromotoare (CEM), agalvanic, sau celulă voltaică, folosind formula celulei E la calcularea celulei E:
- Împărțiți ecuația în jumătăți de reacții dacă nu este deja.
- Determinați ce ecuație (e), dacă există, trebuie să fie răsturnată sau înmulțită cu un număr întreg. Puteți determina acest lucru calculând mai întâi care jumătăți de reacții sunt cel mai probabil să apară într-o reacție spontană. Cu cât este mai mică amploarea potențialului electrochimic pentru o reacție, cu atât este mai probabil să apară. Cu toate acestea, potențialul general de reacție trebuie să rămână pozitiv.
- De exemplu, o jumătate de reacție cu potențial electrochimic de-5 Veste mai probabil să apară decât una cu potențial1 V.
- Când ați stabilit ce reacții sunt cel mai probabil să apară, acestea vor sta la baza oxidării și reducerii utilizate în reacția electrochimică.
- Întoarceți ecuațiile și înmulțiți ambele părți ale ecuațiilor cu numere întregi până se rezumă la reacția electrochimică generală și elementele de pe ambele părți se anulează. Pentru orice ecuație pe care o întoarceți, inversați semnul. Pentru orice ecuație înmulțiți cu un întreg, înmulțiți potențialul cu același număr întreg.
- Sumați potențialele electrochimice pentru fiecare reacție, luând în considerare semnele negative.
Vă puteți aminti ecodul celodului E catod anodic cu mnemonicul „Pisica roșie și un bou” care vă spuneroșuuction are loc lapisicăhode șiunodăbouidentizează.
Calculați potențialul de electrod al următoarelor semicelule
De exemplu, putem avea o celulă galvanică cu o sursă de curent electric DC. Folosește următoarele ecuații într-o baterie alcalină clasică AA cu potențiale electrochimice de jumătate de reacție corespunzătoare. Calculul celulei e este ușor folosindEecuație celulară pentru catod și anod.
- MnO2(s) + H2O + e− → MnOOH (s) + OH-(aq); Eo= +0,382 V
- Zn (s) + 2 OH -(aq) → Zn (OH)2(s) + 2e-; Eo = +1.221 V
În acest exemplu, prima ecuație descrie apaH2Ofiind redus prin pierderea unui proton (H+) a formaOH- în timp ce oxidul de magneziuMnO2este oxidat prin câștigarea unui proton (H+) pentru a forma oxid-hidroxid de manganMnOOH.A doua ecuație descrie zinculZnoxidându-se cu doi ioni hidroxidOH - pentru a forma hidroxid de zinc Zn (OH)2 în timp ce eliberează doi electroni.
Pentru a forma ecuația electrochimică generală pe care o dorim, observați mai întâi că ecuația (1) este mai probabil să apară decât ecuația (2), deoarece are o magnitudine mai mică a potențialului electrochimic. Această ecuație este o reducere a apeiH2Opentru a forma hidroxidOH-și oxidarea oxidului de magneziuMnO2. Aceasta înseamnă că procesul corespunzător al celei de-a doua ecuații trebuie să oxideze hidroxidulOH-pentru a-l readuce în apăH2O.Pentru a realiza acest lucru, trebuie să reduceți hidroxidul de zincZn (OH)2înapoi la zincZn.
Aceasta înseamnă că a doua ecuație trebuie răsturnată. Dacă îl răsuciți și schimbați semnul potențialului electrochimic, obținețiZn (OH)2(s) + 2e- → Zn (s) + 2 OH -(aq) cu un potențial electrochimic corespunzătorEo = -1.221 V.
Înainte de a însuma cele două ecuații, trebuie să înmulțiți fiecare reactant și produs al primei ecuații cu întregul 2 pentru a vă asigura că cei 2 electroni ai celei de-a doua reacții echilibrează singurul electron din primul unu. Aceasta înseamnă că prima noastră ecuație devine 2MnO2(s) + 2 H2O + 2e− → 2MnOOH (s) + 2OH-(aq)cu un potențial electrochimic deEo= +0,764 V
Adăugați aceste două ecuații împreună și cele două potențiale electrochimice împreună pentru a obține o reacție combinată: 2MnO2(s) + 2 H2O + Zn (OH)2(s) → Zn (s) + MnOOH (s)cu potențial electrochimic-0.457 V. Rețineți că cei 2 ioni hidroxid și cei 2 electroni de pe ambele părți se anulează atunci când se creează formula ECell.
Chimia celulelor E
Aceste ecuații descriu procesele de oxidare și reducere cu o membrană semi-poroasă separată printr-o punte de sare.pod de sareeste fabricat dintr-un material precum sulfatul de potasiu care servește ca n electrolit inert care lasă ionul să difuzeze pe suprafața sa.
Lacatodii, are loc oxidarea sau pierderea de electroni și, laanodi, are loc reducerea sau câștigul de electroni. Vă puteți aminti acest lucru cu cuvântul mnemonic „OILRIG”. Vă spune că „Oxidarea este pierderea” („ULEIUL”) și „Reducerea este câștigul” („RIG”). Electrolitul este lichidul care lasă ionii să curgă prin ambele părți ale celulei.
Nu uitați să acordați prioritate ecuațiilor și reacțiilor care sunt mai susceptibile să apară deoarece au o magnitudine mai mică a potențialului electrochimic. Aceste reacții formează baza celulelor galvanice și a tuturor utilizărilor lor, iar reacții similare pot apărea în contexte biologice. Membranele celulare generează potențial electric transmembranar pe măsură ce ionii se deplasează peste membrană și prin potențialele chimice electromotoare.
De exemplu, conversia nicotinamidei adenine dinucleotide reduse (NADH) în prezența protonilor (H+) și oxigen molecular (O2) produce omologul său oxidat (NAD+) alături de apă (H2O) ca parte a lanțului de transport al electronilor. Acest lucru se întâmplă cu un protongradient electrochimiccauzată de potențialul de a lăsa fosforilarea oxidativă să apară în mitocondrii și să producă energie.
Ecuația Nernst
Ecuația Nernstvă permite să calculați potențialul electrochimic folosind concentrațiile de produse și reactanți la echilibru cu potențialul celulei în volțiEcelulă la fel de
E_ {cell} = E_ {cell} ^ - \ frac {RT} {zF} \ ln {Q}
in careE-celulă este potențialul de reducere a jumătății de reacție,Reste constanta gazului universal (8,31 J x K − 1 mol − 1), Teste temperatura în Kelvins,zeste numărul de electroni transferați în reacție șiÎeste coeficientul de reacție al reacției globale.
Coeficientul de reacțieÎeste un raport care implică concentrații de produse și reactanți. Pentru reacția ipotetică:aA + bB ⇌ cC + dDcu reactanțiAșiB, produseCșiDși valorile întregi corespunzătoareA, b, c, șid, coeficientul de reacțieÎva fiQ = [C]c[D]d / [A]A[B]bcu fiecare valoare între paranteze ca concentrație, de obicei înmol / L. Pentru orice exemplu, reacția măsoară această rație de produse la reactanți.
Potențialul unei celule electrolitice
Celule electroliticediferă de celulele galvanice prin faptul că utilizează o sursă de baterie externă, nu potențialul electrochimic natural, pentru a conduce electricitatea prin circuit. poate folosi electrozi în interiorul electrolitului într-o reacție non-spontană.
Aceste celule folosesc, de asemenea, un electrolit apos sau topit, spre deosebire de puntea de sare a celulelor galvanice. Electrozii se potrivesc cu borna pozitivă, anodul și borna negativă, catodul bateriei. În timp ce celulele galvanice au valori EMF pozitive, celulele electrolitice au negative, ceea ce înseamnă că, pentru celulele galvanice, reacțiile apar spontan în timp ce celulele electrolitice necesită o tensiune externă sursă.
Similar cu celulele galvanice, puteți manipula, răsturna, înmulți și adăuga ecuațiile de jumătate de reacție pentru a produce ecuația globală a celulei electrolitice.