Costante di equilibrio della reazione cellulare elettrochimica

Le seguenti due mezze reazioni sono usate per formare un cella elettrochimica:
Ossidazione:
COSÌ₂(g) + 2 H₂0 (ℓ) → SO₄^-(aq) + 4 H⁺(aq) + 2 e^- E °_bue = -0,20 V
Riduzione:
Cr₂O₇^2-(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Credito³⁺(aq) + 7 H₂O (ℓ) E °_rosso = +1,33 V
Qual è la costante di equilibrio della reazione cellulare combinata a 25 ° C?

La semireazione di ossidazione produce 2 elettroni e la mezza reazione di riduzione ha bisogno di 6 elettroni. Per bilanciare la carica, la reazione di ossidazione deve essere moltiplicato per un fattore 3.
3 SO₂(g) + 6 H₂0 (ℓ) → 3 SO₄^-(aq) + 12 H⁺(aq) + 6 e^-
+ Cr₂O₇^2-(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Credito³⁺(aq) + 7 H₂O (ℓ)
3 SO₂(g) + Cr₂O₇^2-(aq) + 2 H⁺(aq) → 3 SO₄^-(aq) + 2 Credito³⁺(aq) + H₂O (ℓ)
Di bilanciamento dell'equazione, ora conosciamo il numero totale di elettroni scambiati nella reazione. Questa reazione scambiava sei elettroni.

Passaggio 2: calcolare il potenziale della cella.
Questo problema di esempio EMF cella elettrochimica mostra come calcolare il potenziale di una cella da potenziali di riduzione standard. **

La variazione di energia libera di una cella elettrochimica è correlata al potenziale cellulare dell'equazione:
ΔG = -nFE_cellula
dove
ΔG è l'energia libera della reazione
n è il numero di moli di elettroni scambiati nella reazione
F è la costante di Faraday (96484.56 C / mol)
E è il potenziale cellulare.

Ilpotenziale cellulare ed esempio di energia libera mostra come calcolare energia gratis di una reazione redox.
Se ΔG = 0:, risolvere per E_cellula
0 = -nFE_cellula
E_cellula = 0 V
Ciò significa che, all'equilibrio, il potenziale della cellula è zero. La reazione procede avanti e indietro alla stessa velocità, il che significa che non c'è flusso di elettroni netto. Senza flusso di elettroni, non c'è corrente e il potenziale è uguale a zero.
Ora ci sono abbastanza informazioni note per usare l'equazione di Nernst per trovare la costante di equilibrio.
L'equazione di Nernst è:
E_cellula = E °_cellula - (RT / nF) x log₁₀Q
dove
E_cellula è il potenziale cellulare
E °_cellula si riferisce al potenziale cellulare standard
R è il costante di gas (8.3145 J / mol · K)
T è il temperatura assoluta
n è il numero di moli di elettroni trasferiti dalla reazione della cellula
F è La costante di Faraday (96484.56 C / mol)
Q è il quoziente di reazione
**Il Problema di esempio di equazione di Nernst mostra come utilizzare l'equazione di Nernst per calcolare il potenziale di una cella non standard. **
All'equilibrio, il quoziente di reazione Q è la costante di equilibrio, K. Questo rende l'equazione:
E_cellula = E °_cellula - (RT / nF) x log₁₀K
Dall'alto, sappiamo quanto segue:
E_cellula = 0 V
E °_cellula = +1.13 V
R = 8.3145 J / mol · K
T = 25 & degC = 298.15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (sei elettroni vengono trasferiti nella reazione)
Risolvi per K:
0 = 1,13 V - [(8.3145 J / mol · K x 298.15 K) / (6 x 96484.56 C / mol)] log₁₀K
-1,13 V = - (0,004 V) log₁₀K
log₁₀K = 282,5
K = 10^282.5
K = 10^282.5 = 10^0.5 x 10²⁸²
K = 3,16 x 10²⁸²
Risposta:
La costante di equilibrio della reazione redox della cellula è 3,16 x 10²⁸².