Sel Galvanic

Sel galvanik, juga disebut sel volta pada dasarnya baterai. Jika sepotong tembaga mengkilap ditempatkan ke dalam larutan perak nitrat, reaksi spontan terjadi. Deposit perak kelabu putih jika terbentuk pada tembaga dan larutan berubah menjadi biru karena tembaga (II) nitrat. 2Ag + + Cu ==> Cu 2 + + 2Ag

Tidak ada energi yang dapat digunakan bisa dimanfaatkan dari reaksi ini karena hilang sebagai panas. Reaksi kimia yang sama dapat terjadi dan menghasilkan listrik jika ditempatkan di sebuah sel galvanik. Sebuah sel galvanik terdiri dari dua kontainer dengan jembatan garam di antara mereka. Dua kontainer setiap toko setengah-reaksi dari persamaan di atas. Pengurangan: Ag + + e - ==> Ag oksidasi: Cu ==> Cu 2 + + 2 e -

Ini bekerja karena solusi di kedua kompartemen, atau setengah-sel, tetap elektrik netral. Jembatan garam ion izin untuk memasuki atau meninggalkan solusi.

Aliran elektron dari anoda ke katoda adalah apa yang menciptakan listrik. Dalam sel galvanik, katoda adalah positif sementara anoda adalah negatif, sementara dalam sel elektrolitik, katoda negatif sementara anoda positif.

Pengurangan Potensi

Berapa banyak listrik dibuat oleh reaksi atas? Untuk menemukan yang keluar kita perlu menemukan potensi pengurangan zat berkurang dan teroksidasi. Listrik yang dihasilkan oleh sel (E ° sel) dalam volt adalah sama dengan perbedaan potensial reduksi standar dari substansi berkurang dan substansi teroksidasi. Sebuah tabel potensial reduksi standar yang dibutuhkan.

Sel elektrokimia

Sel galvanik dan elektrolit

Oksidasi-reduksi atau reaksi redoks terjadi dalam sel elektrokimia. Ada dua jenis sel elektrokimia. Reaksi spontan terjadi pada galvanik (volta) sel, reaksi tidak spontan terjadi pada sel elektrolitik. Kedua jenis sel mengandung elektroda di mana reaksi oksidasi dan reduksi terjadi. Oksidasi terjadi pada elektroda disebut anoda dan reduksi terjadi pada elektroda disebut katoda.

Elektroda & Mengisi

Anoda dari sebuah sel elektrolitik adalah positif (katoda negatif), karena anoda menarik anion dari larutan. Namun, anoda dari sebuah sel galvanik adalah bermuatan negatif, karena oksidasi spontan pada anoda adalah sumber elektron sel atau muatan negatif. Katoda dari sel galvanik adalah terminal positif. Dalam kedua sel galvanik dan elektrolisis, oksidasi terjadi di anoda dan aliran elektron dari anoda ke katoda.

Voltaic Sel galvanik atau

Reaksi redoks dalam sel galvanik adalah sebuah reaksi spontan. Untuk alasan ini, sel-sel galvanik yang biasanya digunakan sebagai baterai. Reaksi sel galvanik pasokan energi yang digunakan untuk melakukan pekerjaan. Energi dimanfaatkan dengan menempatkan reaksi oksidasi dan reduksi dalam wadah terpisah, bergabung dengan suatu alat yang memungkinkan elektron untuk mengalir. Sebuah sel galvanik umum adalah sel Daniell, ditunjukkan di bawah ini.

Sel elektrolit

Reaksi redoks dalam sel elektrolitik yang tidak spontan. Energi listrik diperlukan untuk mendorong reaksi elektrolisis. Sebuah contoh dari sel elektrolitik ditunjukkan di bawah ini, di mana NaCl cair elektrolisis untuk membentuk natrium cair dan gas klor. Ion-ion natrium bermigrasi ke arah katoda, di mana mereka dikurangi dengan logam natrium. Demikian pula, ion klorida bermigrasi ke anoda dan oxided untuk membentuk gas klor. Jenis sel digunakan untuk menghasilkan natrium dan klor. Gas klorin dapat dikumpulkan sekitar sel. Logam natrium kurang padat dari garam cair dan dihapus seperti mengapung ke atas wadah reaksi.

Pengurangan dan Oksidasi (redoks)

Reaksi reduksi dan oksidasi (redoks) melibatkan transfer kerapatan elektron dari satu atom ke yang lain. Sebagai contoh, di sini adalah reaksi hidrogen dan oksigen untuk menghasilkan air:

2H 2 + O 2 ==> 2H 2 OPara 2 H dan O 2 baik membawa muatan dari nol karena mereka nonpolar. Tapi produk, air, adalah polar dan hidrogen memiliki muatan positif parsial dan oksigen memiliki muatan negatif parsial. Jadi, selama reaksi, atom hidrogen kehilangan beberapa kerapatan elektron dan atom oksigen keuntungan. Reaksi kimia yang melibatkan pergeseran dari kerapatan elektron dan disebut reaksi redoks. Reduksi dan oksidasi selalu terjadi bersama-sama. Jika satu hal yang berkurang, hal lain teroksidasi.

Reaktan yang berkurang disebut zat pengoksidasi dan menerima elektron. Reaktan yang teroksidasi disebut zat pereduksi dan elektron persediaan. Dalam persamaan di atas, H teroksidasi dan O adalah berkurang.

oksidasi: 2H 2 ==> 2H + + 2 e -

Pengurangan: O 2 + 2 e - ==> O 2 -

Dua elektron membatalkan, memberikan persamaan asli. Metode ini sangat berguna untuk menyeimbangkan persamaan juga. Bilangan oksidasi atom membedakan mana keuntungan atau kehilangan elektron mereka (s) dalam reaksi. Aturan untuk bilangan oksidasi adalah sebagai berikut:

Setiap atom dalam bentuk bebas (bukan di kompleks), memiliki bilangan oksidasi 0. Sebagai contoh, gas oksigen (O 2), arang (C), dan iodium (I 2) semua memiliki bilangan oksidasi 0.

Dalam senyawa ionik yang terdiri dari ion monoatomic, masing-masing memiliki bilangan oksidasi sama dengan muatan ionik.

Kelompok (IA) logam selalu memiliki bilangan oksidasi +1.

Kelompok (IIA) logam selalu memiliki bilangan oksidasi +2.

Fluor selalu memiliki bilangan oksidasi -1.

Bilangan oksidasi oksigen adalah -2, kecuali dalam peroksida atau dalam senyawa flouride. Ketika dikombinasikan dengan flourine, elemen hanya dengan elektronegativitas yang lebih besar, ia memiliki bilangan oksidasi positif +2. Dalam senyawa seperti hidrogen peroksida perox ide (H 2 O 2), jumlah oksidasi -1.

Hidrogen memiliki sejumlah +1 oksidasi dalam semua kecuali senyawa hidrida logam (misalnya: litium hidrida LiH). Ketika dikombinasikan dengan logam hidrida jumlah oksidasi -1.

Langkah-langkah untuk mendapatkan bilangan oksidasi dalam senyawa adalah sebagai berikut: 1. Mengatur jumlah bilangan oksidasi sama dengan nol (untuk senyawa netral; untuk ion

bermuatan, membuatnya sama dengan dengan sendirinya). 2. Gunakan aturan di atas untuk menemukan (suatu) elemen (s) yang tidak sesuai.

3. Pindahkan bilangan oksidasi lainnya ke sisi nol dari persamaan.

4. Bagilah subscript yang tidak diketahui dengan jumlah yang berada di sisi 0 dari persamaan.

Dari ini, Anda memiliki bilangan oksidasi yang tidak diketahui. Oksidasi angka dalam senyawa ion dapat tetapi ditentukan oleh pengaturan sisi persamaan yang adalah 0 dalam persamaan sebelumnya dengan muatan ionik.

Reaksi Elektrokimia

Listrik Kerja Dari Spontan Reaksi

Sel volta Standar-Negara your Potensi Sel Voltaic

Oksidasi-Reduksi

Reaksi Redoks Spontan Memprediksi dari Masuk

E

Standar-Negara Pengurangan Setengah-

your Potensi

Standar-Negara Memprediksi Potensi

your

Notasi garis untuk Sel Voltaic

Persamaan Nernst ini

Menggunakan Persamaan Nernst untuk

Mengukur Konstanta Kesetimbangan

Tabel: Potensi Standar Negara Pengurangan

Listrik Kerja Dari Spontan Reaksi Oksidasi-Reduksi

T ia mengikuti aturan dapat digunakan untuk memprediksi apakah reaksi oksidasi-reduksi harus terjadi. Oksidasi-reduksi harus terjadi ketika mereka mengkonversi kuat dari sepasang agen pengoksidasi dan kuat dari sepasang mengurangi agen menjadi agen oksidator lemah dan agen mengurangi lemah.

Soal Praktek 1:

Memprediksi apakah logam seng harus larut dalam asam.

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Masalah 1

Kita dapat menguji prediksi ini dengan menambahkan beberapa potongan seng berlumut ke gelas kimia asam klorida pekat. Dalam beberapa menit, logam seng larut, dan sejumlah besar gas hidrogen dibebaskan.

Reaksi pada Soal Praktek 1 memiliki beberapa fitur karakteristik dari reaksi oksidasi-reduksi.

Ini adalah eksotermik, dalam hal ini memberikan dari 153,89 kilojoule per mol seng dikonsumsi.

Konstanta kesetimbangan untuk reaksi yang sangat besar (K c = 6 x 10 25), dan kimiawan sering menulis persamaan untuk reaksi ini seolah-olah dasarnya semua reaktan diubah menjadi produk.

Zn (s) + 2 H + (aq) Zn 2 + (aq) + H 2 (g)

Hal ini dapat secara formal dibagi ke dalam oksidasi terpisah dan setengah reaksi reduksi.

Oksidasi: Zn Zn 2 + + 2 e -

Pengurangan: 2 H + + 2 e - H 2

Dengan memisahkan dua setengah-reaksi, energi yang dilepaskan oleh reaksi ini dapat digunakan untuk melakukan pekerjaan.

Menurut hukum pertama termodinamika, energi yang dilepaskan dalam reaksi kimia dapat dikonversi menjadi panas, kerja, atau campuran dari panas dan kerja. Dengan menjalankan setengah-reaksi dalam wadah yang terpisah, kita dapat memaksa elektron untuk mengalir dari oksidasi pengurangan setengah-reaksi melalui sebuah kabel eksternal, yang memungkinkan kita untuk menangkap sebanyak mungkin dari energi yang dilepaskan dalam reaksi sebagai listrik bekerja.

Kita bisa mulai dengan merendam sepotong logam seng ke dalam larutan 1 M Zn 2 + ion, seperti yang ditunjukkan pada gambar di bawah. Kami kemudian membenamkan sepotong kawat platinum dalam gelas kedua diisi dengan 1 M HCl dan H 2 gelembung gas di atas kabel Pt. Akhirnya, kita menghubungkan logam seng dan kawat platina untuk membentuk sebuah sirkuit listrik.

Sekarang kami telah membuat sistem di mana elektron bisa mengalir dari satu setengah-reaksi, atau setengah-sel, yang lain. Kekuatan pendorong yang sama yang membuat logam seng bereaksi dengan asam ketika kedua berada dalam kontak harus beroperasi dalam sistem ini. Atom seng pada permukaan logam kehilangan elektron untuk membentuk ion Zn 2 +, yang pergi ke dalam larutan.

Oksidasi: Zn Zn 2 + + 2 e -

Elektron yang dilepaskan dalam aliran setengah-reaksi melalui sirkuit dan akhirnya menumpuk pada kawat platinum untuk memberikan kawat ini muatan negatif bersih. Ion-ion H + dari asam klorida tertarik pada muatan negatif dan bermigrasi ke arah kawat platinum. Ketika ion H + menyentuh kawat platinum, mereka mengambil elektron untuk membentuk atom hidrogen, yang segera bergabung untuk membentuk molekul H 2.

Pengurangan: 2 H + + 2 e - H 2

Oksidasi logam seng rilis Zn 2 + ion ke dalam Zn / Zn 2 + sel setengah. Setengah-sel ini sehingga mengambil muatan positif yang mengganggu dengan transfer elektron lebih. Penurunan H + ion dalam H 2 / H + setengah-sel menyebabkan muatan negatif bersih karena ini ion H + akan dihapus dari solusi. Muatan negatif ini juga mengganggu dengan transfer elektron lebih.

Untuk mengatasi masalah ini, kami menyelesaikan rangkaian dengan menambahkan U-tabung diisi dengan larutan jenuh garam larut seperti KCl. Cl bermuatan negatif - ion mengalir keluar dari salah satu ujung tabung U-untuk menyeimbangkan muatan positif pada ion Zn 2 + dibuat dalam satu setengah-sel. Bermuatan positif aliran ion K + keluar dari ujung tabung untuk menggantikan ion H + yang dikonsumsi di sel setengah lainnya. U-tabung disebut jembatan garam, karena mengandung larutan garam yang benar-benar berfungsi sebagai jembatan untuk melengkapi rangkaian listrik.

Sel volta

Sel elektrokimia yang menggunakan reaksi oksidasi-reduksi untuk menghasilkan arus listrik yang dikenal sebagai sel galvanik atau volta. Karena potensi sel-sel ini untuk melakukan pekerjaan dengan mengendarai arus listrik melalui kawat diukur dalam satuan volt, kita akan mengacu ke sel-sel yang menghasilkan potensi ini dari sekarang sebagai sel volta.

Mari kita melihat lagi sel volta pada gambar di bawah.

Dalam setiap sel-setengah, reaksi terjadi pada permukaan elektroda logam. Pada elektroda seng, atom seng teroksidasi membentuk ion Zn 2 +, yang pergi ke dalam larutan. Elektron dibebaskan dalam reaksi mengalir melalui logam seng sampai mereka mencapai kawat yang menghubungkan elektroda seng ke kawat platinum. Mereka kemudian mengalir melalui kawat platinum, di mana mereka akhirnya mengurangi sebuah ion H + dalam larutan tetangga dengan sebuah atom hidrogen, yang menggabungkan dengan atom hidrogen untuk membentuk molekul H 2.

Elektroda di mana terjadi oksidasi dalam sel elektrokimia disebut anoda. Elektroda di mana terjadi reduksi disebut katoda. Identitas katoda dan anoda dapat diingat dengan mengakui bahwa ion positif, atau kation, mengalir menuju katoda, sementara ion negatif, atau anion, mengalir menuju anoda. Dalam sel volta yang ditunjukkan di atas, aliran ion H + menuju katoda, di mana mereka dikurangi menjadi H 2 gas. Di sisi lain dari sel, Cl - ion yang dilepaskan dari jembatan garam dan mengalir menuju anoda, dimana logam seng teroksidasi.

Standar-Negara your Potensi Sel Voltaic

Potensial sel untuk sel volta secara harfiah potensi sel untuk melakukan kerja pada lingkungan dengan mengemudi arus listrik melalui kawat. Menurut definisi, satu joule energi yang dihasilkan ketika salah satu coulomb muatan listrik diangkut melintasi potensial satu volt.

Potensi sel volta tergantung pada konsentrasi dari setiap jenis yang ada dalam larutan, tekanan parsial setiap gas yang terlibat dalam reaksi, dan suhu di mana reaksi dijalankan. Untuk memberikan dasar untuk membandingkan hasil dari satu percobaan dengan yang lain, set berikut standar-negara kondisi untuk pengukuran elektrokimia telah didefinisikan.

Semua solusi yang 1 M. Semua gas memiliki tekanan parsial 0,1 MPa (0,9869 atm).

Meskipun standar-negara pengukuran dapat dilakukan pada suhu apapun, mereka sering diambil pada 25 o C.

Potensi your diukur di bawah standar negara-kondisi yang diwakili oleh simbol E o. Standar-negara potensial sel, E o, mengukur kekuatan kekuatan pendorong di belakang reaksi kimia. Semakin besar perbedaan antara kekuatan oksidasi dan reduksi dari reaktan dan produk, potensi yang lebih besar sel. Untuk mendapatkan potensial sel yang relatif besar, kita harus bereaksi agen pereduksi kuat dengan agen pengoksidasi kuat.

Contoh: Nilai eksperimental untuk potensial sel standar-negara untuk reaksi antara logam seng dan asam adalah 0,76 volt.

Zn (s) + 2 H + (aq) Zn 2 + (aq) + H 2 (g) E o = 0,76 V

Potensial sel untuk reaksi ini mengukur kekuatan relatif mengurangi logam seng dibandingkan dengan gas hidrogen. Tapi itu tidak menceritakan apa-apa tentang nilai absolut dari kekuatan mengurangi baik untuk logam seng atau H 2.

Oleh karena itu kita sewenang-wenang menentukan potensial standar-negara untuk pengurangan ion H + H 2 gas sebagai persis nol volt.

2 H + + 2 e - H 2 E o = 0,000 ... V

Kami kemudian akan menggunakan titik acuan untuk mengkalibrasi potensi lain setengah-reaksi.

Kunci untuk menggunakan titik acuan adalah mengakui bahwa potensi sel secara keseluruhan untuk reaksi harus jumlah potensi untuk oksidasi dan reduksi setengah-reaksi.

E o = E o keseluruhan sapi + E o merah

Jika potensi keseluruhan untuk reaksi antara seng dan asam adalah 0,76 volt, dan sel setengah potensi pengurangan ion H + adalah 0 volt, maka potensi setengah-sel untuk oksidasi logam seng harus 0,76 volt.

Zn Zn 2 + + 2 e - E o lembu = 0,76 V

+ 2 H + + 2 e - H 2 E o = 0.00 V merah

Zn + 2 H + Zn 2 + + H 2 E o = E o + E o lembu merah = 0,76 V

Reaksi Redoks Spontan Memprediksi Dari Tanda E o

Besarnya potensial sel adalah ukuran kekuatan pendorong di belakang reaksi. Semakin besar nilai potensial sel, reaksi lebih lanjut adalah dari ekuilibrium. Tanda potensial sel memberitahu kita arah di mana reaksi harus bergeser untuk mencapai ekuilibrium.

Pertimbangkan reaksi antara seng dan asam, misalnya.

Zn (s) + 2 H + (aq) Zn 2 + (aq) + H 2 (g) E o = 0,76 V

Kenyataan bahwa E o adalah positif mengatakan bahwa ketika sistem ini hadir pada standar-negara kondisi, telah bergeser ke kanan untuk mencapai kesetimbangan. Reaksi yang E o adalah positif karena memiliki konstanta kesetimbangan yang mendukung produk-produk reaksi. Hal ini menggoda untuk menggambarkan reaksi sebagai "spontan."

Apa yang terjadi pada potensial sel ketika kita membalikkan arah di mana reaksi ditulis? Menghidupkan reaksi sekitar tidak mengubah kekuatan relatif dari oksidator atau agen pereduksi. Besarnya potensi harus tetap sama. Tapi mengubah persamaan sekitar perubahan tanda potensial sel, dan karena itu dapat mengubah reaksi yang tidak menguntungkan menjadi satu yang spontan, atau sebaliknya.

Praktik Masalah 2:

Gunakan potensi sel secara keseluruhan untuk memprediksi reaksi berikut ini spontan.

(A) Cu (s) + 2 Ag + (aq) Cu 2 + (aq) + 2 Ag (s) E o = 0,46 V

(B) 2 Fe 3 + (aq) + 2 Cl - (aq) 2 Fe 2 + (aq) + Cl 2 (g) E o = -0,59 V

(C) 2 Fe 3 + (aq) + 2 I - (aq) 2 Fe 2 + (aq) + I 2 (aq) E o = 0,24 V

(D) 2 H 2 O 2 (aq) 2 H 2 O (l) + O 2 (aq) E o = 1.09 V

(E) Cu (s) + 2 H + (aq) Cu 2 + (aq) + H 2 (g) E o = -0,34 V

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Masalah 2

Praktik Masalah 3:

Gunakan potensial standar-keadaan sel untuk reaksi berikut

Cu (s) + 2 H + (aq) Cu 2 + (aq) + H 2 (g) E o = -0,34 V

untuk memperkirakan potensi standar-keadaan sel untuk reaksi yang berlawanan.

Cu 2 + (aq) + H 2 (g) Cu (s) + 2 H + (aq) E o =? Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Soal 3

Standar-Negara Pengurangan Setengah-your Potensi

Potensi sel standar-negara untuk beberapa reaksi setengah-umum diberikan dalam tabel di bawah.

Standar-Negara Pengurangan Potensi, E o merah

Setengah-Reaksi E o merah

K + + e - K -2.924 Terbaik

Ba 2 + + 2 e - Ba -2.90 mengurangi

Ca 2 + + 2 e - CA -2.76 agen

Na + + e - Na -2.7109

Mg 2 + + 2 e - Mg -2.375

H 2 + 2 e - 2 H - -2.23

Al 3 + + 3 e - Al -1.706

Mn 2 + + 2 e - Mn -1.04

Zn 2 + + 2 e - Zn -0.7628

Cr 3 + + 3 e - Cr -0.74

S + 2 e - S 2 - -0.508

2 CO 2 + 2 H + + 2 e - H 2 C 2 O 4 -0.49

Cr 3 + + e - Cr 2 + -0.41

Fe 2 + + 2 e - Fe -0.409

Co 2 + + 2 e - Co -0.28

Ni 2 + + 2 e - Ni -0.23

Sn 2 + + 2 e - Sn -0.1364

Pb 2 + + 2 e - Pb -0.1263

Fe 3 + + 3 e - Fe -0.036

2 H + + 2 e - H 2 0.0000 ...

S 4 O 6 2 - + 2 e - 2 S 2 O 3 2 - 0.0895

Pengoksidasi Sn 4 + + 2 e - Sn 2 + 0.15

daya Cu 2 + + e - Cu + 0.158 Mengurangi

meningkatkan Cu 2 + + 2 e - Cu 0.3402 daya

O 2 + 2 H 2 O + 4 e - 4 OH - 0.401 meningkatkan

Cu + + e - Cu 0.522

I 3 - + 2 e - 3 Saya - 0.5338

MnO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - MnO 2 + 4 OH - 0.588

O 2 + 2 H + + 2 e - H 2 O 2 0.682

Fe 3 + + e - Fe 2 + 0.770

Hg 2 2 + + 2 e - Hg 0.7961

Ag + + e - Ag 0.7996

Hg 2 + + 2 e - Hg 0.851

H 2 O 2 + 2 e - 2 OH - 0.88

HNO 3 + 3 H + + 3 e - NO + 2 H 2 O 0.96

Br 2 (aq) + 2 e - 2 Br - 1.087

2 IO 3 - + 12 H + + e 10 - I 2 + 6 H 2 O 1.19

CRO 4 2 - + 8 H + + 3 e - Cr 3 + + 4 H 2 O 1.195

Pt 2 + + 2 e - Pt 1.2

MnO 2 + 4 H + + 2 e - Mn 2 + + 2 H 2 O 1.208

O 2 + 4 H + + 4 e - 2 H 2 O 1.229

Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - 2 Cr 3 + + 7 H 2 O 1.33

Cl 2 (g) + 2 e - 2 Cl - 1.3583

PbO 2 + 4 H + + 2 e - Pb 2 + + 2 H 2 O 1.467

MnO 4 - + 8 H + + 5 e - Mn 2 + + 4 H 2 O 1.491

Au + + e - Au 1.68

H 2 O 2 + 2 H + + 2 e - 2 H 2 O 1.776

Co 3 + + e - Co 2 + 1.842

Terbaik S 2 O 8 2 - + 2 e - SO 4 2 2 - 2.05

pengoksidasi O 3 (g) + 2 H + + 2 e - O 2 (g) + H 2 O 2.07

agen F 2 (g) + 2 H + + 2 e - 2 HF (aq) 3.03

Tidak perlu mengingat bahwa agen mengurangi menjadi lebih kuat ke arah sudut kanan atas tabel ini, atau bahwa kekuatan dari agen pengoksidasi meningkat menuju pojok kiri bawah. Yang harus Anda lakukan adalah mengingat beberapa dari unsur-unsur kimia di bagian atas dan bawah tabel ini.

Lihatlah reaksi setengah di atas meja.

K + + e - K E o = -2,924 V merah

Apa yang kita ketahui tentang logam kalium? Kalium merupakan salah satu logam yang paling reaktif itu meledak api ketika ditambahkan ke dalam air, misalnya. Selanjutnya, kita tahu bahwa logam mengurangi agen di semua reaksi kimia mereka. Ketika kita menemukan kalium dalam tabel ini, kita dapat menyimpulkan bahwa itu adalah terdaftar di antara agen pereduksi terkuat.

Sebaliknya, melihat reaksi terakhir di meja.

F 2 + 2 e - 2 F - E o = 3.03 V merah

Fluor adalah unsur yang paling elektronegatif dalam tabel periodik. Seharusnya tidak mengejutkan untuk menemukan bahwa F 2 adalah agen pengoksidasi kuat pada tabel di atas.

Mengacu pada kedua ujung tabel ini juga dapat membantu Anda mengingat konvensi tanda untuk potensi sel. Bagian sebelumnya memperkenalkan aturan berikut: Oksidasi-reduksi yang memiliki potensial sel positif secara keseluruhan yang spontan. Hal ini konsisten dengan data pada tabel di atas. Kita tahu fluor yang ingin mendapatkan elektron untuk membentuk ion fluorida, dan potensi setengah-sel untuk reaksi ini adalah positif.

F 2 + 2 e - 2 F - E o = 3.03 V merah

Kita juga tahu bahwa potasium adalah agen mengurangi yang sangat baik. Dengan demikian, potensi untuk pengurangan ion K + dengan logam kalium adalah negatif

K + + e - K E o = -2,924 V merah

tetapi potensi untuk oksidasi logam kalium K + ion positif.

K K + + e - E o lembu = - (-2,924 V) = 2,924 V

Praktek Masalah 4:

Manakah dari berikut ini adalah agen pengoksidasi kuat?

(A) H 2 O 2 dalam asam

(B) H 2 O 2 dalam basis

(C) MnO 4 - dalam asam

(D) MnO 4 - dalam basis

(E) CRO 4 2 - dalam asam

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Masalah 4

Standar-Negara Memprediksi Potensi your

Sebuah sel volta cukup stabil untuk digunakan sebagai baterai disebut sel Daniell. Untuk tujuan kita, kita akan bekerja dengan sel Daniell ideal pada gambar di bawah.

Kita dapat menggunakan nilai-nilai diketahui standar-negara potensi pengurangan untuk Cu / Cu 2 + dan Zn / Zn 2 + setengah-sel untuk memprediksi potensi keseluruhan untuk sel Daniell dan untuk menentukan elektroda anoda dan yang merupakan katoda.

Kita mulai dengan menulis persamaan reaksi setara untuk reaksi yang terjadi pada sel ini. Para tabel standar-negara potensial reduksi menunjukkan bahwa seng adalah agen yang lebih baik mengurangi dari tembaga dan Cu 2 + ion adalah agen oksidasi yang lebih baik daripada Zn 2 + ion. Reaksi keseluruhan karena melibatkan reduksi ion Cu 2 + oleh logam seng.

Zn (s) + Cu 2 + (aq) Zn 2 + (aq) + Cu (s)

s tronger mengurangi

agen

kuat pengoksidasi

agen

lemah pengoksidasi

agen

lemah mengurangi

agen

Kami kemudian membagi reaksi menjadi oksidasi terpisah dan setengah reaksi reduksi.

Pengurangan: Cu 2 + + 2 e - Cu

Oksidasi: Zn Zn 2 + + 2 e -

Potensi pengurangan ion Cu 2 + menjadi logam tembaga dapat ditemukan dalam tabel standar-negara potensial reduksi . Untuk menemukan potensi untuk oksidasi logam seng, kita harus membalik tanda pada potensi pasangan + Zn / Zn 2 dalam tabel ini.

Pengurangan: Cu 2 + + 2 e - Cu E o red = 0,34 V

Oksidasi: Zn Zn 2 + + 2 e - E o lembu = - (-0,76 V) = 0,76 V

Potensi keseluruhan untuk sel ini adalah jumlah potensi untuk dua setengah-sel.

Cu 2 + + 2 e - Cu E o red = 0,34 V

+ Zn Zn 2 + + 2 e - E o lembu = 0,76 V

Zn + Cu 2 + Zn 2 + + Cu E o = E o + E o merah lembu = 1,10 V

Oksidasi selalu terjadi di anoda dan reduksi selalu terjadi pada katoda dari sel elektrokimia. Zn / Zn 2 + setengah-sel Oleh karena itu anoda, dan Cu 2 + / Cu setengah-sel adalah katoda, seperti yang ditunjukkan pada gambar sel Daniell.

Soal Praktek 5:

Gunakan data sel potensi untuk menjelaskan mengapa logam tembaga tidak larut dalam asam kuat yang khas, seperti asam klorida,

Cu (s) + 2 H + (aq)

tetapi akan larut dalam asam nitrat 1 M.

3 Cu (s) + 2 HNO 3 (aq) + 6 H + (aq) 3 Cu 2 + (aq) + 2 NO (g) + 4 H 2 O (l) Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Soal 5

Unit setengah-sel potensi yang volt, bukan volt per mol atau volt per elektron. Semua yang kita lakukan ketika menggabungkan setengah-reaksi adalah menambahkan dua setengah-sel potensi. Kami tidak kalikan potensi ini dengan bilangan bulat yang digunakan untuk menyeimbangkan jumlah elektron yang ditransfer dalam reaksi.

Soal Praktek 6:

Gunakan potensi sel untuk menjelaskan mengapa hidrogen peroksida disproportionates untuk membentuk oksigen dan air.

2 H 2 O 2 (aq) 2 H 2 O (l) + O 2 (g)

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Soal 6

Garis Notasi Untuk Sel Voltaic

Sel volta dapat digambarkan dengan notasi garis berdasarkan konvensi berikut.

Sebuah garis vertikal tunggal menunjukkan adanya perubahan di negara bagian atau fase. Dalam sel setengah, reaktan terdaftar sebelum produk.

Konsentrasi larutan berair yang ditulis dalam tanda kurung setelah simbol untuk ion atau molekul.

Sebuah garis vertikal ganda digunakan untuk menunjukkan persimpangan antara setengah-sel.

Notasi garis untuk anoda (oksidasi) dituliskan sebelum notasi garis untuk katoda (reduksi).

Notasi garis untuk standar negara- sel Daniell ditulis sebagai berikut.

Zn | Zn 2 + (1,0 M) | | Cu 2 + (1,0 M) | Cu

anoda (Oksidasi)

katoda (Pengurangan)

Elektron mengalir dari anoda ke katoda dalam sel volta. (Mereka mengalir dari elektroda di mana mereka diberikan ke elektroda di mana mereka dikonsumsi.) Membaca dari kiri ke kanan, baris notasi ini karena sesuai dengan arah di mana elektron mengalir.

Praktik Masalah 7:

Tulis notasi garis untuk sel yang ditunjukkan pada gambar di bawah.

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Masalah 7

Persamaan Nernst ini

Apa yang terjadi ketika sel Daniell digunakan untuk melakukan pekerjaan?

Elektroda seng menjadi lebih ringan sebagai atom seng teroksidasi menjadi ion Zn 2 +, yang pergi ke dalam larutan.

Elektroda tembaga menjadi lebih berat karena ion Cu 2 + dalam larutan berkurang dengan logam tembaga.

Konsentrasi Zn 2 + ion di anoda dan meningkatkan konsentrasi Cu 2 + ion di katoda berkurang.

Ion negatif mengalir dari anoda menuju jembatan garam untuk menyeimbangkan muatan pada ion Zn 2 + yang dihasilkan pada elektroda ini.

Ion positif mengalir dari jembatan garam menuju katoda untuk mengkompensasi Cu 2 + ion dikonsumsi dalam reaksi.

Sebuah properti penting dari sel adalah hilang dari daftar ini. Selama periode waktu, sel berjalan turun, dan akhirnya harus diganti. Mari kita berasumsi bahwa sel kita pada awalnya merupakan sel standar-negara di mana konsentrasi Zn 2 + dan Cu 2 + ion keduanya 1 molar.

Zn | Zn 2 + (1,0 M) | | Cu 2 + (1,0 M) | Cu

Sebagai reaksi terus maju sebagai logam seng dikonsumsi dan diproduksi logam tembaga kekuatan pendorong di belakang reaksi harus menjadi lemah. Oleh karena itu, potensial sel harus menjadi lebih kecil.

Hal ini menimbulkan pertanyaan menarik: Kapan potensial sel menjadi nol?

Potensial sel adalah nol jika dan hanya jika reaksi pada kesetimbangan.

Ketika reaksi pada kesetimbangan, tidak ada perubahan bersih dalam jumlah logam seng atau ion tembaga dalam sistem, sehingga tidak ada aliran elektron dari anoda ke katoda. Jika tidak ada lagi aliran bersih dari elektron, sel tidak bisa lagi melakukan pekerjaan listrik. Potensinya untuk melakukan pekerjaan karena itu harus nol.

Pada tahun 1889 Hermann Nernst Walther menunjukkan bahwa potensi untuk reaksi elektrokimia dijelaskan oleh persamaan berikut.

Dalam persamaan Nernst, E adalah potensial sel pada saat tertentu dalam waktu, E o adalah potensi sel ketika reaksi pada standar-negara kondisi, R adalah konstanta gas ideal dalam satuan joule per mol, T adalah suhu dalam kelvin, n adalah jumlah mol elektron yang ditransfer dalam persamaan seimbang untuk reaksi, F adalah muatan pada satu mol elektron, dan Q c adalah hasil bagi reaksi pada saat itu dalam waktu. Dalam simbol ini menunjukkan logaritma natural, yang adalah log terhadap basis e, dimana e adalah bilangan irasional sama dengan 2,71828 ...

Tiga istilah dalam persamaan Nernst adalah konstanta: R, T, dan F. Konstanta gas ideal adalah 8,314 J / mol-K. Suhu biasanya 25 o C Muatan pada satu mol elektron dapat dihitung dari bilangan Avogadro dan muatan pada elektron tunggal.

Mensubstitusikan informasi ini ke dalam persamaan Nernst memberikan persamaan berikut.

Tiga istilah yang tersisa dalam persamaan ini adalah karakteristik dari suatu reaksi tertentu: n, o E, dan Q c.

Contoh: potensial standar-negara untuk sel Daniell adalah 1,10 V. Dua mol elektron yang ditransfer dari logam seng untuk ion Cu 2 + dalam persamaan seimbang untuk reaksi ini, maka n adalah 2 untuk sel ini. Karena kita tidak pernah mencakup konsentrasi padatan dalam kecerdasan baik reaksi atau ekspresi konstanta kesetimbangan, Q c untuk reaksi ini adalah sama dengan konsentrasi ion Zn 2 dibagi dengan konsentrasi ion Cu 2 +. +

Mengganti apa yang kita ketahui tentang sel Daniell ke dalam persamaan Nernst memberikan hasil berikut, yang merupakan potensi sel untuk sel Daniell pada 25 o C pada setiap saat dalam waktu.

Gambar di bawah menunjukkan plot potensi sel Daniell sebagai fungsi logaritma natural dari hasil-bagi reaksi.

Ketika kecerdasan reaksi sangat kecil, potensial sel adalah positif dan relatif besar. Hal ini tidak mengherankan, karena reaksi ini jauh dari ekuilibrium dan kekuatan pendorong di belakang reaksi harus relatif besar. Ketika kecerdasan reaksi yang sangat besar, potensial sel adalah negatif. Ini berarti bahwa reaksi akan bergeser kembali ke arah reaktan untuk mencapai ekuilibrium.

Praktek Soal 8:

Hitunglah potensial dalam sel berikut ketika 99,99% dari 2 ion + Cu telah dikonsumsi.

Zn | Zn 2 + (1,00 M) | | Cu 2 + (1,00 M) | Cu

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Soal 8

Klik di sini untuk melihat solusi untuk Praktek Soal 8

Soal Praktek 8 di atas memunculkan poin penting. Potensial sel tergantung pada logaritma dari rasio konsentrasi produk dan reaktan. Akibatnya, potensi sel atau baterai lebih atau kurang konstan sampai hampir semua reaktan telah dikonversi menjadi produk.

Persamaan Nernst dapat digunakan untuk menghitung potensial sel yang beroperasi pada non-standar-negara kondisi.

Soal Praktek 9:

Hitung potensial pada 25 o C untuk sel berikut.

Cu | Cu 2 + (0,024 M) | | Ag + (0,0048 M) | Ag

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Soal 9

Klik di sini untuk melihat solusi untuk Praktek Soal 9

Persamaan Nernst dapat membantu kita memahami demonstrasi populer yang menggunakan glukosa, C 6 H 12 O 6, untuk mengurangi Ag + ion logam perak, sehingga membentuk cermin perak pada permukaan bagian dalam wadah. Standar-negara setengah-sel potensial untuk reduksi ion-ion Ag + adalah sekitar 0,800 volt.

Ag + + e - Ag E o = 0,800 V merah

Standar-negara setengah-sel potensial untuk oksidasi glukosa -0,050 V.

C 6 H 12 O 6 + H 2 O C 6 H 12 O 7 + 2 H + + 2 e - E o = -0,050 V lembu

Standar-negara keseluruhan potensi sel untuk reaksi ini karena itu menguntungkan.

2 (Ag + + e - Ag) E o = 0,800 V merah

+ C 6 H 12 O 6 + H 2 O C 6 H 12 O 7 + 2 H + + 2 e - E o = -0,050 V lembu

2 Ag + + C 6 H 12 O 6 + H 2 O 2 Ag + C 6 H 12 O 7 + 2 H + E o = 0,750 V

Reaksi tidak berjalan di bawah standar negara-kondisi, namun. Itu terjadi dalam larutan amonia berair yang telah ditambahkan. Sebagian besar perak karena itu hadir sebagai ion (NH 3) 2 + Ag kompleks. Hal ini penting, karena potensi setengah-sel untuk pengurangan kompleks ini jauh lebih kecil dari potensi pengurangan ion Ag +.

Ag (NH 3) 2 + + e - Ag + 2 NH 3 E o = 0,373 V merah

Hal ini menyebabkan penurunan yang signifikan dalam potensi sel secara keseluruhan untuk reaksi karena Ag (NH 3) 2 + ion agen pengoksidasi lebih lemah dari ion Ag +.

Fakta bahwa reaksi ini dijalankan dalam larutan amonia berair juga memiliki efek pada potensi untuk oksidasi glukosa, karena ini setengah-reaksi mengandung sepasang ion H +.

C 6 H 12 O 6 + H 2 O C 6 H 12 O 7 + 2 H + + 2 e -

Potensi setengah-sel untuk reaksi ini karena tergantung pada pH larutan. Karena dua ion H + yang dilepaskan ketika glukosa dioksidasi, hasil bagi reaksi untuk reaksi ini tergantung pada persegi H + konsentrasi ion. Perubahan dalam solusi ini dari standar-negara kondisi (pH = 0)

dengan pH larutan amonia berair (pH 11) Oleh karena itu hasil dalam peningkatan 0,650 volt dalam potensi setengah-sel untuk reaksi ini.

Peningkatan kekuatan mengurangi glukosa saat reaksi dijalankan pada pH 11 lebih dari mengkompensasi penurunan dalam oksidasi kekuatan yang hasil dari pembentukan Ag (NH 3) 2 + ion kompleks. Dengan demikian, potensi sel secara keseluruhan untuk reduksi ion-ion perak dengan logam perak sebenarnya lebih menguntungkan dalam amonia berair daripada di bawah standar kondisi negara.

2 (Ag (NH 3) 2 + + e - Ag + 2 NH 3) E o = 0,373 V merah

+ C 6 H 12 O 6 + H 2 O C 6 H 12 O 7 + 2 H + + 2 e - E o = 0,600 V lembu

2 Ag (NH 3) 2 + + C 6 H 12 O 6 + H 2 O 2 Ag + C 6 H 12 O 7 + 2 NH 4 + E o = 0,973 V

Menggunakan Persamaan Nernst untuk Mengukur Konstanta Kesetimbangan

Persamaan Nernst dapat digunakan untuk mengukur tetapan kesetimbangan untuk reaksi. Untuk memahami bagaimana hal ini dilakukan, kita harus mengakui apa yang terjadi pada potensial sel sebagai reaksi oksidasi-reduksi datang ke ekuilibrium. Sebagai reaksi pendekatan keseimbangan, kekuatan pendorong di belakang reaksi berkurang, dan pendekatan sel potensial nol.

Pada kesetimbangan: E = 0

Apa implikasi hal ini miliki persamaan Nernst?

Pada kesetimbangan, reaksi hasil bagi sama dengan konstanta kesetimbangan (Q c = K c) dan potensi sel secara keseluruhan untuk reaksi adalah nol (E = 0).

Pada kesetimbangan:

Menata ulang persamaan ini memberikan hasil berikut.

Pada kesetimbangan:

Menurut persamaan ini, kita dapat menghitung konstanta kesetimbangan untuk reaksi oksidasi-reduksi dari standar-negara yang potensial sel:

atau, dalam suatu pengaturan lebih berguna:

Soal Praktik 10:

Hitung konstanta kesetimbangan pada 25 o C untuk reaksi antara logam seng dan asam.

Zn (s) + 2 H + (aq) Zn 2 + (aq) + H 2 (g)

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Soal 10

Klik di sini untuk melihat solusi untuk Praktik Masalah 10

Teknik ini digunakan dalam Soal 10 Praktik bahkan dapat digunakan untuk menghitung konstanta kesetimbangan untuk reaksi yang tampaknya tidak melibatkan oksidasi-reduksi.

Soal Praktek 11:

Menggunakan standar-negara berikut potensi sel untuk menghitung keseimbangan pembentukan kompleks konstan untuk ion (NH 3) 4 2 + Zn kompleks.

Zn (NH 3) 4 2 + + 2 e - Zn + 4 NH 3 E o = -1,04 V merah

Zn 2 + + 2 e - Zn E o = -0,7628 V merah

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Masalah 11

Klik di sini untuk melihat solusi ke Praktik Masalah 11

Soal Praktek 12:

Menggunakan standar-negara berikut potensi sel untuk menghitung produk kelarutan pada 25 o C selama Mg (OH) 2.

Mg (OH) 2 + 2 e - Mg + 2 OH - E o = -2,69 V merah

Mg 2 + + 2 e - Mg E o = -2,375 V merah

Klik di sini untuk memeriksa jawaban Anda ke Praktik Masalah 12

Klik di sini untuk melihat solusi ke Praktik Masalah 12

Potensial Elektroda standar

 

Potensial elektroda tidak dapat diukur. Yang dapat diukur adalag beda potensial

dari kedua elektroda (dalam suatu sel).Untuk itu perlu suatu elektroda yang potensialnya

diketahui dan ini tidak ada. Oleh karena itu dipilih elektroda hidrogen standar sebagai

pembanding, dengan konvensi bahwa elektroda ini mempunyai potensial sama dengan

nol.

Untuk mengetahui potensial dari suatu elektroda, maka disusun suatu sel yang

terdiri dari elektroda tersebut dipasangkan dengan elektroda hidrogen standar (Standard

Hydrogen Electrode). Potensial suatu elektroda didefinisikan sebagai potensial sel

yang dibentuk dari elektroda tersebut dengan elektroda hidrogen standar, dengan

elektroda selalu bertindak sebagai katoda. Sebagai contoh potensial elektroda Cu2+/Cu

adalah untuk sel :

 

 

Karena pada adalah nol, maka :

 

 

Jika diperoleh Esel untuk sel diatas adalah 0,337 V, jadi .

Nilai potensial elektroda bukan nilai mutlak, melainkan relatif terhadap elektroda

hidrogen. Karena potensial elektroda dari elektroda didefinisikan dengan

menggunakan sel dengan elektroda bertindak sebagai katoda (ada di sebelah kanan

pada notasi sel), maka potensial elektroda standar dari elektroda sesuai dengan reaksi

reduksi yang terjadi pada elektroda tersebut. Oleh karena itu semua potensial elektroda

standar adalah potensial reduksi.

 

Dari definisi ,

 

Kanan dan kiri disini hanya berhubungan dengan notasi sel, tidak berhubungan

dengan susunan fisik sel tersebut di laboratorium.

Jadi yang diukur di laboratorium dengan potensiometer adalah emf dari sel

sebagai volta atau sel galvani, dengan emf > 0. Sebagai contoh untuk sel yang terdiri dari

elektroda seng dan elektroda hidrogen dari pengukuran diketahui bahwa elektron

mengalir dari seng melalui rangkaian luar ke elektroda hidrogen dengan emf sel sebesar

0,762 V.

 

 

Jika potensial elektroda berharga positif, artinya elektroda tersebut lebih mudah

mengalami reduksi daripada H+, dan jika potensial elektroda berharga negatif artinya

elektroda tersebut lebih sulit untuk mengalami reduksi dibandingkan denga H+.

Potensial elektroda seringkali disebut sebagai potensial elektroda tunggal,

sebenarnya kata ini tidak tepat karena kita tahu bahwa elektroda tunggal tidak dapat

diukur.

 

Elektrokimia Kimia dan Potensi

Potensi Kimia

Didefinisikan sebagai peningkatan energi bebas suatu sistem dengan penambahan dn i mol komponen i; suhu, tekanan dan jumlah mol semua komponen lain yang konstan.

Karena kita prihatin dengan ion ulimately, setidaknya dua jenis ion harus ditambahkan. Karena dG adalah diferensial yang sempurna

Potensial kimia dapat dinyatakan dalam hal potensi standar;

Potensi Elektrokimia

Karena suatu spesies ion memiliki potensi kimia yang berbeda dalam fase yang berbeda, sebagai dua fase yang berdekatan datang ke kesetimbangan sehubungan dengan spesies tertentu yang ada pada kedua spesies, ada transfer muatan antara fase sampai perbedaan potensial kimia dari biaya spesies seimbang dengan energi listrik dari spesies dengan biaya z i dalam fase dengan potensial.

Disajikan interms dari potensial kimia standar;

.

Potensi Elektroda

Mengingat elektroda logam dalam larutan yang mengandung ion dari logam itu, perbedaan potensial antara logam dan solusi akan berkembang. Kesetimbangan ini dinyatakan sebagai

Perbedaan potensial antara logam dan solusi tidak dapat diukur secara langsung. Anda dapat mengukur perbedaan potensial antara dua elektroda dalam larutan. Hal ini melibatkan dua perbedaan potensial, satu di setiap antarmuka antara elektroda dan solusi. Perbedaan potensial dapat diukur dengan perbandingan dengan elektroda referensi di mana perbedaan potensial antara dua fase yang diketahui. Referensi utamanya adalah elektroda hidrogen normal, potensi yang didefinisikan sebagai nol.

Jenis lain melibatkan logam inert dalam kontak dengan gas dalam kesetimbangan dengan ion dalam larutan, seperti elektroda hidrogen atau klor.

Suatu kesetimbangan antara ion didirikan dan gas teradsorpsi dan logam yang menentukan potensial elektroda. Elektroda hidrogen normal terdiri dari aktivitas ion hidrogen dari 1 dan 1atm. H 2 pada 25 ° C.

Dalam beberapa kasus, bentuk berkurang dan teroksidasi yang dalam larutan, misalnya, Fe 3 + dan Fe 2 +. Para logam inert berfungsi sebagai konduktor elektronik antara kedua spesies. Ini disebut elektroda redoks.

Perbedaan potensial antara dua fase, logam dan solusi, yang diwakili oleh dan diberikan oleh

M dan S disebut potensi diri atau Galvani dari dua fase.

Masing-masing sistem mencapai kesetimbangan oleh transfer muatan di antarmuka antara dua fase. Potensi Galvani memiliki dua komponen yang berbeda. Salah satunya adalah potensi Volta yang merupakan kekuatan jangka panjang Coulomb dekat elektroda dan permukaan potensial yang ditentukan oleh efek jarak pendek dari ion molekul air teradsorpsi dan berorientasi. Dengan demikian potensi Galvani atau batin dinyatakan sebagai

Potensi Volta dapat diukur secara langsung. Potensi permukaan tidak bisa. Dengan demikian potensi Galvani hanya dapat diukur relatif terhadap elektroda referensi.

Elektroda potensi dan aktivitas: persamaan Nernst

Jika kita memiliki kasus logam dalam kesetimbangan dengan ion dalam larutan, pada

kesetimbangan potensial elektrokimia spesies umum adalah sama dalam kedua fase. Misalkan kita memiliki elektroda tembaga dalam larutan yang mengandung ion cupric. Untuk sistem

pada kesetimbangan

Untuk setiap fase potensi elektrokimia terdiri dari potensial kimia dan istilah potensial. Potensi kimia lebih lanjut dapat dipisahkan menjadi potensi kimia standar (kegiatan unit) dan istilah kegiatan. Jadi potensi elektrokimia untuk spesies i yang diberikan oleh

R adalah konstanta gas 8,314 joule / mol ° K, T adalah suhu mutlak (K), F adalah konstanta Faraday 96.485 mol coul /. Persamaan ini dapat digantikan untuk setiap fase dalam persamaan kesetimbangan untuk tembaga. Kemudian jika kita ingin perbedaan potensial antara dua fase yang kita dapatkan

atau

yang dikenal sebagai persamaan Nernst. Istilah logaritmik dapat digeneralisasi sebagai berikut ln produk dari kegiatan produk reaksi (diangkat ke kekuasaan koefisien stoikiometri) dibagi dengan produk dari kegiatan reaktan (diangkat ke kekuasaan koefisien stoikiometri).

Persamaan ini hanya berlaku untuk sistem dalam kesetimbangan. Pada kesetimbangan tidak ada arus bersih.

Diterapkan pada bentuk umum

dan mengganti perbedaan dalam potensi Galvani dengan E memberikan

Persamaan van't Hoff mengungkapkan reaksi perubahan energi bebas suatu reaksi kimia sebagai

di mana p dan r menunjukkan produk dan reaktan. Untuk reaksi M n + + ne = M ini dapat ditulis

Perubahan energi bebas berhubungan dengan potensial elektroda dengan

dan

Ini berarti bahwa pengurangan satu mol M n + ke M memerlukan perjalanan n Faradays, nF coulomb. Bagian dari biaya nF melalui perbedaan potensial E volt merupakan karya joule NFE. Karya ini, dilakukan pada suhu dan tekanan konstan sama dengan penurunan energi bebas dalam sistem, - G.

© 2008 Tanner McCarron dan Weston McCarron - http://tannerm.com | Hubungi Kami