Przeczytaj
W warunkach standardowych, to znaczy gdy stężenie jonów potencjałotwórczych w elektrolicieelektrolicie jest jednostkowe (), a gazy są pod ciśnieniem w temperaturze (), wyznaczany jest potencjał standardowy półogniwa. W warunkach innych niż standardowe, potencjał półogniwa obliczany jest z równania Nernsta.
Co to jest równanie Nernsta?
Równanie Nernsta umożliwia obliczenie potencjału półogniwa w warunkach innych niż standardowe. Opisuje ono zależność między potencjałem standardowym półogniwa oraz stężeniami molowymi substancji (formy utlenionejutlenionej i zredukowanejzredukowanej), które biorą udział w reakcjach elektrodowych. Dla reakcji elektrodowej:
równanie Nernsta przybiera ogólną postać:
gdzie:
– równowagowy potencjał półogniwa [];
– potencjał standardowy półogniwa [];
– uniwersalna stała gazowa ;
– temperatura [];
– liczba elektronów biorących udział w reakcji zachodzącej na elektrodzie;
– stała Faradaya ;
– stężenie molowe formy utlenionej;
– stężenie molowe formy zredukowanej.
Po zamianie logarytmu naturalnego ln na logarytm dziesiętny log, równanie Nernsta przyjmuje postać:
Dla roztworów rozcieńczonych w temperaturze () po podstawieniu wartości stałej gazowej, stałej Faradaya oraz temperatury, równanie Nernsta ma postać:
Dokładnie równanie Nernsta wygląda w następujący sposób:
gdzie oznacza aktywność chemiczną formy utlenionej lub zredukowanej. Aktywność z kolei wyliczyć można ze wzoru:
gdzie oznacza stężenie danej formy, a to współczynnik aktywności. W warunkach zbliżonych do standardowych jest zbliżone do , dlatego też w równaniu Nernsta można zamiast aktywności chemicznej stosować stężenie. Co więcej, dla gazów aktywność chemiczną w warunkach zbliżonych do standardowych można zastąpić tzw. ciśnieniem cząsteczkowym wyznaczanym przy pomocy wzoru: , gdzie
Obliczanie potencjału półogniwa w warunkach innych niż standardowe
Obliczanie potencjału półogniwa metalicznego M e | M e n +
Reakcję zachodzącą w półogniwie metalicznym przedstawia równanie:
Półogniwo to jest odwracalne względem kationu.
Potencjał półogniwa metalicznego oblicza się z równania Nernsta mającego postać:
Przyjmuje się, że stężenie metalu w fazie stałej jest równe jedności
Oblicz potencjał półogniwa cynkowego w temperaturze
Obliczanie potencjału półogniwa gazowego
Przykładem półogniwa gazowego jest elektroda chlorowa
Reakcję zachodzącą na elektrodzie przedstawia równanie:
Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów
Potencjał półogniwa chlorowego oblicza się z równania Nernsta:
Zauważ, że w przypadku gazów, zamiast stężenia molowego, zapisuje się ciśnienie cząsteczkowe zapisane wzorem:
Przyjmuje się, że
Zatem:
Oznacza to, że równanie przyjmuje postać:
W celu uproszczenia równania korzystamy z zależności logarytmów:
Ostatecznie równanie przyjmuje postać:
Oblicz potencjał półogniwa chlorowego jeżeli:
a) stężenie jonów
b) stężenie jonów
c) stężenie jonów
Przykładem półogniwa gazowego jest elektroda wodorowa
Reakcję zachodzącą na elektrodzie przedstawia równanie:
Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów
Potencjał półogniwa wodorowego oblicza się z równania Nernsta mającego postać:
Jeżeli logarytm naturalny ln zastąpimy logarytmem dziesiętnym log oraz podstawimy:
Równanie Nernsta ma postać:
W temperaturze
Obliczanie potencjału półogniwa II rodzaju
Półogniwo
Schematyczny zapis półogniwa
Przykładem półogniwa
Reakcję zachodzącą na elektrodzie chlorosrebrowej przedstawia równanie:
Równanie Nernsta ma postać:
Korzystamy z zależności logarytmów:
Przyjmuje się, że stężenie
Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów
Przykładem półogniwa
Reakcję zachodzącą na elektrodzie kalomelowej przedstawia równanie:
Równanie Nernsta ma postać:
Korzystamy z zależności logarytmów:
Przyjmuje się, że stężenie
Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów
W celu uproszczenia równania korzystamy z zależności logarytmów:
Ostatecznie równanie przyjmuje postać:
Obliczanie potencjału półogniwa redoks
Półogniwo redoks zbudowane jest z obojętnego chemicznie metalu (platyny, złota), który zanurzony jest w roztworze zawierającym dwa rodzaje jonów danego pierwiastka, występujących na różnych stopniach utlenieniastopniach utlenienia.
Przykładem półogniwa redoks jest półogniwo
Równanie reakcji zachodzącej na tej elektrodzie:
Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia formy utlenionej i zredukowanej.
Oblicz potencjał półogniwa
,Sn 4 + = 0,01 mol dm 3 .Sn 2 + = 0,005 mol dm 3
Przykładem półogniwa redoks jest półogniwo
Równanie reakcji zachodzącej na tej elektrodzie:
Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów
Walther Nernst to niemiecki chemik urodzony w Wąbrzeźnie. Jest on twórcą równania Nernsta wykorzystywanego w elektrochemii.
Potencjały standardowe półogniw są zebrane w tablicach fizykochemicznych
Półogniwo | Reakcja przebiegająca na półogniwie | |
---|---|---|
+1,23 | ||
Tabela potencjałów standardowych półogniw w temperaturze
Indeks dolny /Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2010 oraz L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna: cząsteczki, materia, reakcje, tłum. J. Kuryłowicz, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa
Słownik
(gr. ana „w górę”, hodós „ścieżka”) półogniwo, na którym zachodzi reakcja utleniania; w ogniwie ma znak ujemny
(gr. ḗlektron „bursztyn”, lytós „rozpuszczalny”) to substancja, która za pośrednictwem jonów przewodzi prąd elektryczny
(gr. káthodos „schodzenie”) półogniwo, na którym zachodzi reakcja redukcji; w ogniwie ma znak dodatni
proces przyjmowania elektronów, związany z obniżaniem stopnia utlenienia utleniacza
pojęcie umowne, określające liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, które można by przypisać atomowi pierwiastka chem., wchodzącego w skład określonego związku, gdyby cząsteczki tego związku miały budowę jonową
atom, jon lub cząsteczka, które w reakcji redoks są donorem elektronu (elektronów)
atom, jon lub cząsteczka, które w reakcji redoks są akceptorem elektronu (elektronów)
oddawanie elektronów przez jony lub atomy pierwiastków w wyniku czego dochodzi do podwyższenia stopnia utlenienia
Bibliografia
Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa
Cygański A., Podstawy metod elektroanalitycznych, Wydawnictwo Naukowo–Techniczne, Warszawa
Krzeczkowska M., Loch J., Mizera A., Repetytorium chemia: Liceum – poziom podstawowy i rozszerzony, Warszawa – Bielsko–Biała