ثابت توازن تفاعل الخلايا الكهروكيميائية

يتم استخدام نصف التفاعلات التالية لتشكيل الخلية الكهروكيميائية:
أكسدة:
وبالتالي₂(ز) + 2 ح₂0 (ℓ) → SO₄^-(ع) + 4 ح⁺(ع) + 2 هـ^- E °_ثور = -0.20 فولت
تخفيض:
سجل تجاري₂يا₇^2-(ع) + 14 هـ⁺(ع) + 6 هـ^- → 2 س³⁺(ع) + 7 ح₂O (ℓ) E °_أحمر = +1.33 فولت
ما هو ثابت التوازن لتفاعل الخلية المدمجة عند 25 Cمئوية؟

ينتج تفاعل نصف الأكسدة 2 إلكترونات و نصف تفاعل الاختزال يحتاج إلى 6 إلكترونات. لتحقيق التوازن بين الشحن ، تفاعل الأكسدة يجب ضربه في عامل 3.
3 SO₂(ز) + 6 ساعات₂0 (ℓ) → 3 SO₄^-(ع) + 12 ح⁺(ع) + 6 هـ^-
+ كر₂يا₇^2-(ع) + 14 هـ⁺(ع) + 6 هـ^- → 2 س³⁺(ع) + 7 ح₂O (ℓ)
3 SO₂(ز) + كر₂يا₇^2-(ع) + 2 ح⁺(أ ف) → 3 SO₄^-(ع) + 2 كر³⁺(ع) + ح₂O (ℓ)
بواسطة موازنة المعادلة، نعرف الآن العدد الإجمالي للإلكترونات المتبادلة في التفاعل. تبادل هذا التفاعل ستة إلكترونات.

الخطوة 2: حساب إمكانات الخلية.
هذه مشكلة الخلية الكهروكيميائية EMF سبيل المثال يوضح كيفية حساب إمكانات الخلية للخلية من إمكانات الاختزال القياسية. **
E °_زنزانة = E °_ثور + E °_أحمر
E °_زنزانة = -0.20 فولت + 1.33 فولت
E °_زنزانة = +1.13 فولت
الخطوة 3: أوجد ثابت التوازن K.
عندما يكون التفاعل في حالة توازن ، فإن التغيير في الطاقة الحرة يساوي الصفر.

يرتبط التغير في الطاقة الحرة لخلية كهروكيميائية بإمكانية الخلية في المعادلة:
ΔG = -nFE_زنزانة
أين
ΔG هي الطاقة الحرة للتفاعل
ن عدد الشامات من الإلكترونات المتبادلة في التفاعل
F هو ثابت فاراداي (96484.56 درجة مئوية / مول)
E هي إمكانات الخلية.

الإمكانات الخلية والطاقة الحرة مثال يوضح كيفية الحساب طاقة حرة من تفاعل الأكسدة والاختزال.
إذا كانت ΔG = 0: ، حل E_زنزانة
0 = -nFE_زنزانة
هـ_زنزانة = 0 فولت
هذا يعني ، عند التوازن ، أن إمكانات الخلية هي صفر. يتقدم التفاعل إلى الأمام والخلف بنفس المعدل ، مما يعني عدم وجود صافي تدفق للإلكترون. مع عدم وجود تدفق الإلكترون ، لا يوجد تيار والإمكانات تساوي صفر.
الآن هناك معلومات كافية معروفة لاستخدام معادلة نرنست لإيجاد ثابت التوازن.
معادلة نرنست هي:
هـ_زنزانة = E °_زنزانة - (RT / nF) × تسجيل₁₀س
أين
هـ_زنزانة هو إمكانات الخلية
E °_زنزانة يشير إلى إمكانات الخلية القياسية
R هو ثابت الغاز (8.3145 جول / مول · ك)
T هو درجة الحرارة المطلقة
n هو عدد مولات الإلكترونات المنقولة بواسطة تفاعل الخلية
F هو ثابت فاراداي (96484.56 ج / مول)
س هو حاصل رد الفعل
**ال مشكلة معادلة نرنست يوضح كيفية استخدام معادلة نرنست لحساب إمكانات الخلية لخلية غير قياسية. **
عند التوازن ، يكون حاصل التفاعل Q هو ثابت التوازن ، K. هذا يجعل المعادلة:
هـ_زنزانة = E °_زنزانة - (RT / nF) × تسجيل₁₀ك
من فوق ، نحن نعرف ما يلي:
هـ_زنزانة = 0 فولت
E °_زنزانة = +1.13 فولت
R = 8.3145 جول / مول · ك
T = 25 & درجة مئوية = 298.15 كلفن
F = 96484.56 ج / مول
ن = 6 (يتم نقل ستة إلكترونات في التفاعل)
حل من أجل K:
0 = 1.13 فولت - [(8.3145 جول / مول · ك × 298.15 ك) / (6 × 96484.56 ج / مول)] تسجيل₁₀ك
-1.13 فولت = - (0.004 فولت) سجل₁₀ك
سجل₁₀ك = 282.5
ك = 10^282.5
ك = 10^282.5 = 10^0.5 × 10²⁸²
ك = 3.16 × 10²⁸²
إجابة:
ثابت التوازن لتفاعل الأكسدة في الخلية هو 3.16 × 10²⁸².