Constante de Equilibrio de la Reacción Electroquímica de la Celda

La constante de equilibrio de la reacción redox de una celda electroquímica se puede calcular usando la ecuación de Nernst y la relación entre el potencial estándar de la celda y la energía libre. Este problema de ejemplo muestra cómo encontrar la constante de equilibrio de la reacción redox de una célula.

Problema

Las siguientes dos semirreacciones se usan para formar una celda electroquímica:
Oxidación:
ENTONCES₂(g) + 2 H₂0 ( → ) → ASÍ₄^-(ac) + 4 H⁺(aq) + 2 e^- E°_buey = -0,20 V
Reducción:
Cr₂O₇^2-(ac) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Cr³⁺(ac) + 7 H₂O (°) E °_rojo = + 1,33 V
¿Cuál es la constante de equilibrio de la reacción celular combinada a 25 C?

¿Cuál es el pH del estómago?

Solución

Paso 1: Combinar y equilibrar las dos semirreacciones.

La semirreacción de oxidación produce 2 electrones y la semirreacción de reducción necesita 6 electrones. Para equilibrar la carga, la reacción de oxidación debe multiplicarse por un factor de 3.
3 ENTONCES₂(g) + 6 H₂0 ( → ) → 3 ENTONCES₄^-(ac) + 12 H⁺(aq) + 6 e^-
+ Cr₂O₇^2-(ac) + 14 H⁺(aq) + 6 e^- → 2 Cr³⁺(ac) + 7 H₂O (ℓ)
3 ENTONCES₂(g) + Cr₂O₇^2-(ac) + 2 H⁺(aq) → 3 SO₄^-(aq) + 2 Cr³⁺(aq) + H₂O (ℓ)
Al equilibrar la ecuación, ahora sabemos el número total de electrones intercambiados en la reacción. Esta reacción intercambió seis electrones.

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Paso 2: Calcular el potencial celular.
Este problema de ejemplo de EMF de celda electroquímica muestra cómo calcular el potencial de celda de una celda a partir de potenciales de reducción estándar.**
E°_célula = E°_buey + E°_rojo
E°_célula = -0,20 V + 1,33 V
E°_célula = + 1,13 V

Paso 3: Encuentre la constante de equilibrio, K.
Cuando una reacción está en equilibrio, el cambio en la energía libre es igual a cero.

El cambio en la energía libre de una celda electroquímica está relacionado con el potencial de celda de la ecuación:
ΔG = - nFE_célula
dónde
ΔG es la energía libre de la reacción
n es el número de moles de electrones intercambiados en la reacción
F es la constante de Faraday (96484.56 C / mol)
E es el potencial celular.

Ejemplos de Problemas de Química Trabajada

El el ejemplo de potencial celular y energía libre muestra cómo calcular la energía libre de una reacción redox.
Si ΔG = 0:, resuelve para E_célula
0 = - nFE_célula
E_célula = 0 V
Esto significa que, en equilibrio, el potencial de la célula es cero. La reacción progresa hacia adelante y hacia atrás a la misma velocidad, lo que significa que no hay flujo neto de electrones. Sin flujo de electrones, no hay corriente y el potencial es igual a cero.
Ahora hay suficiente información conocida para usar la ecuación de Nernst para encontrar la constante de equilibrio.

La ecuación de Nernst es:
E_célula = E°_célula - (RT/nF) x log₁₀Q
dónde
E_célula es el potencial celular
E°_célula se refiere al potencial celular estándar
R es la constante de los gases (8,3145 J / mol * K·
T es la temperatura absoluta
n es el número de moles de electrones transferidos por la reacción de la célula
F es la constante de Faraday (96484.56 C / mol)
Q es el cociente de reacción

**El problema de ejemplo de la ecuación de Nernst muestra cómo usar la ecuación de Nernst para calcular el potencial de celda de una celda no estándar.**

En equilibrio, el cociente de reacción Q es la constante de equilibrio, K. Esto hace que la ecuación:
E_célula = E°_célula - (RT/nF) x log₁₀K
Desde arriba, sabemos lo siguiente:
E_célula = 0 V
E°_célula = + 1,13 V
R = 8,3145 J / mol * K
T = 25 y degC = 298.15 K
F = 96484,56 C / mol
n = 6 (se transfieren seis electrones en la reacción)

Resolver para K:
0 = 1,13 V - [(8.3145 J/mol·K x 298.15 K)/(6 x 96484.56 C/mol)]registro₁₀K
-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
Respuesta:
La constante de equilibrio de la reacción redox de la célula es 3,16 x 10²⁸².