Constante de equilíbrio da reação celular eletroquímica

As duas meias-reações a seguir são usadas para formar um célula eletroquímica:
Oxidação:
ASSIM₂(g) + 2 H₂0 (ℓ) → SO₄^-(aq) + 4 H⁺(aq) + 2 e^- E °_boi = -0,20 V
Redução:
Cr₂O₇^2-(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (ℓ) E °_vermelho = +1,33 V
Qual é a constante de equilíbrio da reação celular combinada a 25 ° C?

A semi-reação de oxidação produz 2 elétrons e a semi-reação de redução precisa de 6 elétrons. Para equilibrar a cobrança, a reação de oxidação deve ser multiplicado pelo fator 3.
3 SO₂(g) + 6 H₂0 (ℓ) → 3 SO₄^-(aq) + 12 H⁺(aq) + 6 e^-
+ Cr₂O₇^2-(aq) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O (ℓ)
3 SO₂g) + Cr₂O₇^2-(aq) + 2 H⁺(aq) → 3 SO₄^-(aq) + 2 Cr³⁺(aq) + H₂O (ℓ)
Por equilibrando a equação, agora sabemos o número total de elétrons trocados na reação. Essa reação trocou seis elétrons.

Etapa 2: Calcular o potencial da célula.
este problema de exemplo EMF de célula eletroquímica mostra como calcular o potencial celular de uma célula a partir dos potenciais de redução padrão. **
E °_célula = E °_boi + E °

A mudança na energia livre de uma célula eletroquímica está relacionada ao potencial celular da equação:
ΔG = -nFE_célula
Onde
ΔG é a energia livre da reação
n é o número de toupeiras de elétrons trocados na reação
F é a constante de Faraday (96484,56 C / mol)
E é o potencial celular.

oexemplo de potencial celular e energia livre mostra como calcular energia livre de uma reação redox.
Se ΔG = 0:, resolva E_célula
0 = -nFE_célula
E_célula = 0 V
Isso significa que, em equilíbrio, o potencial da célula é zero. A reação progride para frente e para trás na mesma taxa, significando que não há fluxo líquido de elétrons. Sem fluxo de elétrons, não há corrente e o potencial é igual a zero.
Agora, há informações suficientes conhecidas para usar a equação de Nernst para encontrar a constante de equilíbrio.
A equação de Nernst é:
E_célula = E °_célula - (RT / nF) x log₁₀Q
Onde
E_célula é o potencial celular
E °_célula refere-se ao potencial celular padrão
R é o constante de gás (8,3145 J / mol · K)
T é o temperatura absoluta
n é o número de mols de elétrons transferidos pela reação da célula
F é Constante de Faraday (96484,56 C / mol)
Q é o quociente de reação
**O Problema de exemplo da equação de Nernst mostra como usar a equação de Nernst para calcular o potencial celular de uma célula não padrão. **
No equilíbrio, o quociente de reação Q é a constante de equilíbrio, K. Isso faz a equação:
E_célula = E °_célula - (RT / nF) x log₁₀K
De cima, sabemos o seguinte:
E_célula = 0 V
E °_célula = +1,13 V
R = 8,3145 J / mol · K
T = 25 & degC = 298,15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (seis elétrons são transferidos na reação)
Resolva para 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
registro₁₀K = 282,5
K = 10^282.5
K = 10^282.5 = 10^0.5 x 10²⁸²
K = 3,16 x 10²⁸²
Responda:
A constante de equilíbrio da reação redox da célula é 3,16 x 10²⁸².