Como você calcula o potencial celular eletroquímico?

O primeiro passo é determinar o potencial celular em seu estado padrão - concentrações de 1 mol / L e pressões de 1 atm a 25 ° C.

O procedimento é:

1. Escreva as semi-reações de oxidação e redução para a célula.

2. Procure o potencial de redução, #E⁰_"red"#, para a semi-reação de redução em uma tabela de potenciais de redução

3. Procure o potencial de redução para o reverso da semi-reação de oxidação e inverta o sinal para obter o potencial de oxidação. Para a semi-reação de oxidação, #E⁰_text(ox) = "-" E⁰_text(red)#.

4. Adicione os dois potenciais de meia célula para obter o potencial geral da célula padrão.

#E⁰_text(cell) = E⁰_text(red) + E⁰_text(ox)#

No estado padrão

Vamos usar essas etapas para encontrar o potencial celular padrão para uma célula eletroquímica com a seguinte reação celular.

#"Zn(s)" + "Cu"^"2+""(aq)" → "Zn"^"2+""(aq)" + "Cu(s)"#

1. Escreva as meias-reações para cada processo.

#"Zn(s)" → "Zn"^"2+""(aq)" + "2e"^"-"#
#"Cu"^"2+""(aq)" + "2e"^"-" → "Cu(s)"#

2. Procure o potencial padrão para a semi-reação de redução.

#"Cu"^"2+""(aq)" + "2e"^"-" → "Cu(s)"; E⁰_"red" = +0.339 V#

3. Procure o potencial de redução padrão para o reverso da reação de oxidação e altere o sinal.

#"Zn"^"2+""(aq)" + "2e"^"-" → "Zn(s)"; E⁰_text(red) = "-0.762 V"#

#"Zn(s)" → "Zn"^"2+""(aq)" + "2e"^"-"; E⁰_"ox" ="+0.762 V"#

4. Adicione os potenciais celulares para obter o potencial celular padrão geral.

#"Cu"^"2+""(aq)" + "2e"^"-" → "Cu(s)"; color(white)(mmmmmmm)E⁰_"red" = "+0.339 V"#

#"Zn(s)" → "Zn"^"2+""(aq)" + "2e"^"-";color(white)(mmmmmmml) E⁰_"ox"=color(white)(l) "+0.762 V"#

#"Cu"^"2+""(aq)" + "Zn(s)" → "Cu(s)" + "Zn"^"2+""(aq)"; E⁰_"cell" = "+1.101 V"#

Condições de estado não padrão

Se as condições não estiverem no estado padrão (concentrações não 1 mol / L, pressões não 1 atm, temperatura não 25 ° C), precisamos executar algumas etapas extras.

1. Determine o potencial celular padrão.

2. Determine o novo potencial celular resultante das condições alteradas.

a. Determine the reaction quotient, #Q#.
b. Determine #n#, the number of moles electrons transferred in the reaction.
c. Use the Nernst equation to determine #E_"cell"#, the cell potential at the non-standard state conditions.

A equação de Nernst é

#color(blue)(bar(ul(|color(white)(a/a)E_"cell" = E⁰_"cell" - (RT)/(nF)lnQcolor(white)(a/a)|)))" "#

onde

#E_"cell"# = potencial celular em condições de estado não padrão;
#E⁰_"cell"# = potencial celular no estado padrão
#R# = constante universal de gás (#"8.314 J·K"^"-1""mol"^"-1" = "8.314 V·C·K"^"-1""mol"^"-1"#);
#T# = Temperatura Kelvin;
#F# = Constante de Faraday (#"96 485 C/mol e"^"-"#);
#n# = número de mols de elétrons transferidos na equação balanceada para a reação celular;
#Q# = quociente de reação para a reação #"aA + bB ⇌ cC + dD"#

Nota: as unidades de #R# estão #"J·K"^"-1""mol"^"-1"# or #"V·C·K"^"-1""mol"^"-1"#.

As toupeiras se referem às "toupeiras de reação".

Como sempre temos a reação 1 mol, podemos escrever as unidades de #R# as #"J·K"^"-1"# or #"V·C·K"^"-1"# e ignore o "#"mol"^"-1"# parte da unidade.

Exemplo

Calcule o potencial celular para a reação a seguir quando a pressão do gás oxigênio é 2.50 atm, a concentração de íons hidrogênio é 0.10 mol / L e a concentração de íons brometo é 0.25 mol / L.

#"O"_2"(g)" + "4H"^"+""(aq)" + "4Br"^"-""(aq)" → "2H"_2"O(l)" + "2Br"_2(l)#

1. Escreva as meias-reações para cada processo.

#"O"_2"(g)" + "4H"^"+""(aq)" + "4e"^"-" → "2H"_2"O(l)"#
#color(white)(mmmmmmml)"2Br"^"-""(aq)" → "Br"_2"(l)" + "2e"^"-"#

2. Procure o potencial padrão para a semi-reação de redução

#"O"_2"(g)" + "4H"^"+""(aq)" + "4e"^"-" → 2H_2"O""(l)"; E⁰_"red" = "+1.229 V"#

3. Procure o potencial de redução padrão para o reverso da reação de oxidação e altere o sinal.

#"2Br"^"-""(aq)" → "Br"_2"(l)" + "2e"^"-"; E⁰_text(ox) = "-1.077 V"#

4. Adicione os potenciais celulares juntos para obter o potencial celular padrão geral.

#color(white)(mmll)"O"_2"(g)" + "4H"^"+""(aq)" + "4e"^"-" → "2H"_2"O(l)"; color(white)(mmmmm)E⁰_text(red) = "+1.229 V"#

#color(white)(mmmmmmml)2×["2Br"^"-""(aq)" → "Br"_2"(l)" + "2e"^"-"]; color(white)(mmm)E⁰_text(ox) = "-1.077 V"#

#"O"_2"(g)" + "4Br"^"-""(aq)" + "4H"^"+""(aq)" → "2Br"_2"(l)" + "2H"_2"O(l)"; E⁰_text(cell) = "+0.152 V"#

5. Determine o novo potencial celular em condições fora do padrão.

a. Calculate the value for the reaction quotient, #Q#.

#Q = 1/(P_"O₂"["H"^"+"]^4["Br"^"-"]^4) = 1/(2.50 × 0.10^4 × 0.25^4) = 1.0 × 10^6#

b. Calculate the number of moles of electrons transferred in the balanced equation.

#n = "4 mol electrons"#

c. Substitute values into the Nernst equation and solve for #E_"cell"#.

#E_"cell" = E_"cell" = E⁰_"cell" - (RT)/(nF)lnQ = "+0.152 V" – (8.314 "V"·color(red)(cancel(color(black)("C·K"^"-1"))) × 298 color(red)(cancel(color(black)("K"))))/(4 color(red)(cancel(color(black)("mol"))) × "96 485" color(red)(cancel(color(black)("C·mol"^"-1")))) × ln(1.0 × 10^6) = "0.152 V – 0.089 V" = "0.063 V"#