الجديد

ثابت التوازن لتفاعل الخلايا الكهروكيميائية

ثابت التوازن لتفاعل الخلايا الكهروكيميائية


We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

يمكن حساب ثابت التوازن في تفاعل الأكسدة لخلايا كهروكيميائية باستخدام معادلة Nernst والعلاقة بين إمكانات الخلية القياسية والطاقة الحرة. توضح مشكلة المثال هذه كيفية العثور على ثابت التوازن في تفاعل خلية الأكسدة والاختزال.

مشكلة

يتم استخدام التفاعلات النصفية التالية لتشكيل خلية كهروكيميائية:
أكسدة:
وبالتالي2(ز) + ساعتان20 (ℓ) → SO4-(أ ك) + 4 ساعات+(أ ك) + 2 ه- E °ثور = -0.20 فولت
اختزال:
كر2O72-(أ ك) + 14 ه+(أ ك) + 6 ه- → 2 كر3+(أ ك) + 7 س2O (ℓ) E °أحمر = +1.33 V
ما هو ثابت التوازن لتفاعل الخلايا مجتمعة عند 25 درجة مئوية؟

حل

الخطوة 1: الجمع بين والتوازن بين نصف ردود الفعل.

ينتج نصف تفاعل الأكسدة إلكترونين ويحتاج نصف رد الفعل المختزل إلى 6 إلكترونات. لتحقيق التوازن بين الشحنة ، يجب ضرب تفاعل الأكسدة بعامل 3.
3 SO2(ز) + 6 ساعات20 (ℓ) → 3 SO4-(أ ك) + 12 ساعة+(أ ك) + 6 ه-
+ كر2O72-(أ ك) + 14 ه+(أ ك) + 6 ه- → 2 كر3+(أ ك) + 7 س2O (ℓ)
3 SO2(ز) + كر2O72-(أ ك) + 2 ح+(أ ك) → 3 SO4-(أ ك) + 2 كر3+(أ ك) + ح2O (ℓ)
بموازنة المعادلة ، نعرف الآن العدد الإجمالي للإلكترونات المتبادلة في التفاعل. تبادل هذا التفاعل ستة إلكترونات.

الخطوة 2: حساب إمكانات الخلية.
توضح مشكلة مثال EMF هذه للخلية الكهروكيميائية كيفية حساب إمكانات الخلية للخلية من إمكانات الخفض القياسية. **
E °زنزانة = E °ثور + E °أحمر
E °زنزانة = -0.20 فولت + 1.33 فولت
E °زنزانة = +1.13 V
الخطوة 3: أوجد ثابت التوازن ، K.
عندما يكون التفاعل في حالة توازن ، فإن التغير في الطاقة الحرة يساوي الصفر.

يرتبط التغير في الطاقة الحرة لخلية كهروكيميائية بإمكانية خلية المعادلة:
ΔG = -nFEزنزانة
أين
ΔG هي الطاقة الحرة للتفاعل
n هو عدد مولات الإلكترونات المتبادلة في التفاعل
F ثابتة في فاراداي (96484.56 C / مول)
E هي الخلية المحتملة.

يوضح المثال المحتمل للطاقة والطاقة الحرة كيفية حساب الطاقة الحرة لتفاعل الأكسدة.
إذا كانت ΔG = 0: ، حل Eزنزانة
0 = -NFEزنزانة
Eزنزانة = 0 فولت
وهذا يعني ، عند التوازن ، أن إمكانات الخلية هي صفر. يتقدم التفاعل إلى الأمام والخلف بنفس المعدل ، مما يعني عدم وجود تدفق إلكتروني صاف. مع عدم وجود تدفق الإلكترون ، لا يوجد تيار والإمكانات تساوي الصفر.
الآن هناك معلومات كافية معروفة لاستخدام معادلة Nernst لإيجاد ثابت التوازن.
معادلة Nernst هي:
Eزنزانة = E °زنزانة - (RT / nF) × سجل10Q
أين
Eزنزانة هي الخلية المحتملة
E °زنزانة يشير إلى إمكانات الخلية القياسية
R هو ثابت الغاز (8.3145 J / mol · K)
T هي درجة الحرارة المطلقة
n هو عدد مولات الإلكترونات المنقولة بواسطة تفاعل الخلية
F ثابتة في فاراداي (96484.56 C / مول)
س هو حاصل رد الفعل
** توضح مشكلة مثال معادلة Nernst كيفية استخدام معادلة Nernst لحساب إمكانات خلية خلية غير قياسية. **
في حالة التوازن ، يكون حاصل التفاعل Q هو ثابت التوازن ، K. مما يجعل المعادلة:
Eزنزانة = E °زنزانة - (RT / nF) × سجل10ك
من الأعلى ، نحن نعرف ما يلي:
Eزنزانة = 0 فولت
E °زنزانة = +1.13 V
R = 8.3145 J / mol · K
T = 25 & degC = 298.15 K
F = 96484.56 C / mol
ن = 6 (يتم نقل ستة إلكترونات في التفاعل)
حل ل K:
0 = 1.13 فولت - (8.3145 J / mol · K × 298.15 K) / (6 x 96484.56 C / mol)10ك
-1.13 V = - (0.004 V) سجل10ك
سجل10ك = 282.5
ك = 10282.5
ك = 10282.5 = 100.5 × 10282
ك = 3.16 × 10282
إجابة:
ثابت التوازن في تفاعل خلية الأكسدة هو 3.16 × 10282.


شاهد الفيديو: الكيمياء الكهربية - الوحدة 9. التوازن الثيرموديناميكي في الخلية الجلفانية (كانون الثاني 2023).

Video, Sitemap-Video, Sitemap-Videos