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Constante d'équilibre d'une réaction cellulaire électrochimique

Constante d'équilibre d'une réaction cellulaire électrochimique


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La constante d'équilibre de la réaction redox d'une cellule électrochimique peut être calculée à l'aide de l'équation de Nernst et de la relation entre le potentiel de la cellule standard et l'énergie libre. Cet exemple de problème montre comment trouver la constante d'équilibre de la réaction redox d'une cellule.

Problème

Les deux demi-réactions suivantes sont utilisées pour former une cellule électrochimique:
Oxydation:
ALORS2(g) + 2 H20 (ℓ) → SO4-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- E °bœuf = -0.20 V
Réduction:
Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O (ℓ) E °rouge = +1,33 V
Quelle est la constante d'équilibre de la réaction cellulaire combinée à 25 ° C?

Solution

Étape 1: Combinez et équilibrez les deux demi-réactions.

La demi-réaction d'oxydation produit 2 électrons et la demi-réaction de réduction nécessite 6 électrons. Pour équilibrer la charge, la réaction d’oxydation doit être multipliée par 3.
3 SO2(g) + 6 H20 (ℓ) → 3 SO4-(aq) + 12 H+(aq) + 6 e-
+ Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O (ℓ)
3 SO2(g) + Cr2O72-(aq) + 2 H+(aq) → 3 SO4-(aq) + 2 Cr3+(aq) + H2O (ℓ)
En équilibrant l'équation, nous connaissons maintenant le nombre total d'électrons échangés dans la réaction. Cette réaction a échangé six électrons.

Étape 2: Calculez le potentiel cellulaire.
Cet exemple de problème relatif aux champs électromagnétiques de cellules électrochimiques montre comment calculer le potentiel cellulaire d’une cellule à partir de potentiels de réduction standard. **
E °cellule = E °bœuf + E °rouge
E °cellule = -0,20 V + 1,33 V
E °cellule = +1,13 V
Étape 3: Trouvez la constante d'équilibre, K.
Lorsqu'une réaction est à l'équilibre, le changement d'énergie libre est égal à zéro.

La modification de l'énergie libre d'une cellule électrochimique est liée au potentiel de cellule de l'équation:
ΔG = -nFEcellule

ΔG est l'énergie libre de la réaction
n est le nombre de moles d'électrons échangés dans la réaction
F est la constante de Faraday (96484.56 C / mol)
E est le potentiel cellulaire.

L’exemple de potentiel cellulaire et d’énergie libre montre comment calculer l’énergie libre d’une réaction rédox.
Si ΔG = 0 :, résolvez pour Ecellule
0 = -nFEcellule
Ecellule = 0 V
Cela signifie qu'à l'équilibre, le potentiel de la cellule est nul. La réaction avance et recule au même rythme, ce qui signifie qu'il n'y a pas de flux net d'électrons. Sans flux d'électrons, il n'y a pas de courant et le potentiel est égal à zéro.
Maintenant, il y a suffisamment d'informations connues pour utiliser l'équation de Nernst pour trouver la constante d'équilibre.
L'équation de Nernst est la suivante:
Ecellule = E °cellule - (RT / nF) x log10Q

Ecellule est le potentiel cellulaire
E °cellule fait référence au potentiel de cellules standard
R est la constante des gaz (8,3145 J / mol · K)
T est la température absolue
n est le nombre de moles d'électrons transférés par la réaction de la cellule
F est la constante de Faraday (96484.56 C / mol)
Q est le quotient de réaction
** Le problème de l'exemple d'équation de Nernst montre comment utiliser l'équation de Nernst pour calculer le potentiel de cellule d'une cellule non standard. **
A l'équilibre, le quotient réactionnel Q est la constante d'équilibre, K. On obtient l'équation suivante:
Ecellule = E °cellule - (RT / nF) x log10K
D'en haut, nous savons ce qui suit:
Ecellule = 0 V
E °cellule = +1,13 V
R = 8,3145 J / mol · K
T = 25 & degC = 298,15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (six électrons sont transférés dans la réaction)
Résoudre pour 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
bûche10K = 282,5
K = 10282.5
K = 10282.5 = 100.5 x 10282
K = 3,16 x 10282
Répondre:
La constante d'équilibre de la réaction d'oxydo-réduction de la cellule est de 3,16 x 10282.


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