Persamaan Nernst

Elektrokimia

  A. Persamaan Nernst

  untuk reaksi umum:

      A b + B → c C + d D

      ? G =? G Q ° + RT ln

   mana,

      Q =

[C] c

[D] d

[A] a

[B] b

 sejak,? G ° = - n E ° F

  ;? G = - n FE;? G =? G Q ° + RT ln

    - N F E = - n F E ° + RT ln Q

   mengatur ulang, untuk mendapatkan "Persamaan Nernst"

 E ° - E = nFln Q

RT

 Persamaan Nernst menunjukkan hubungan antara sel standar potensial (E °) dan potensial sel (E) di bawah aktual, kondisi non-standar.    ini dapat disederhanakan pada 25 ° C untuk:

 ln Q n

E ° - E = ° E - E =0,0257 V

 
 

  utama penggunaan Persamaan Nernst:

• menentukan Ecell  dari potensial reduksi standar

• menggunakan konsentrasi yang sebenarnya (misalnya, Q) untuk menghitung Ecell

  Contoh

Apakah reaksi berikut terjadi secara spontan pada 25 ° C, mengingat bahwa

[Fe +2] = 0,60 M dan [Cd +2] = 0,010 M?

  Cd (s) + Fe 2 → Cd2 + (aq) + Fe (s)

  B. Konsentrasi Sel

sel terdiri dari dua konsentrasi ion-ion yang sama

Zn (s) | Zn2 + (0,1 M) | | Zn2 + (1.0 M) | Zn (s)

  
 

19.6 Baterai

sel elektrokimia atau serangkaian sel elektrokimia gabungan yang

dapat digunakan sebagai sumber arus listrik pada tegangan konstan

 Contoh

• sel baterai kering (senter, ... ..)

• merkuri baterai (jam tangan ... ..)

• aki timbal (mobil-seri sel)

• solid-state baterai lithium (lithium logam ringan dan polimer padat elektrolit)

sel bahan bakar • (kebutuhan pasokan kontinu reaktan: H2 dan O2)

 19.7 Korosi

kerusakan logam oleh proses elektrokimia  mis, karat, pelapisan kehijauan pada tembaga

 

 

19,8 Elektrolisis

• Proses di mana energi listrik digunakan untuk menyebabkan nonspontaneous reaksi kimia terjadi

• elektrolitik cell - alat yang digunakan untuk elektrolisis A. NaCl cair - lihat Gambar 19,17   oksidasi (anoda):

2 Cl^- (L) → Cl

2 (g) + 2 e-

   Cl^- Ion bermigrasi ke arah elektroda positif dan teroksidasi pengurangan (katoda): Na + (l) + e- → Na (l)  Na + ion bermigrasi ke arah elektrode negatif dan dikurangi

Ingat:

Elektroda

katoda - dimana reduksi terjadi anoda - dimana oksidasi terjadi

  Bersih Cell Reaksi: anoda menambah dan setengah-reaksi katoda  sehingga # elektron membatalkan

   2 Cl^- → Cl

2 + 2 e-(anoda - oksidasi) E ° = -1,36 V

  2 [Na + + e- → Na] (katoda - reduksi) E ° = -2,71 V

   2 Cl^- + 2 Na + → Cl₂ + 2 Na (Reaksi Cell)

 
 

tetapi, dalam larutan air, elektrolisis air dapat terjadi: (Gambar 19,19)   oksidasi (O2 → H2O)

    → 2 H2O O2 + 4 H + + 4 e-E ° = -1,23 V

   pengurangan (H2O → H2) - dalam larutan netral atau dasar

   2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH-E ° = -0,83 V

  Atau   pengurangan (H + → H2) - dalam larutan asam

   2 H + + 2 e- → H2 E ° = 0,0 V

 
 

Sel rexn: 2 H2O + 2 Cl^- → H2 + Cl₂ + OH-12

C. Beberapa Aplikasi Industri Elektrolisis

 • Persiapan Aluminium dari Al cair   (Tidak dapat menggunakan Al 3 + dalam larutan sejak H2O lebih mudah untuk mengurangi)

   anoda: 3 [O2- → 1 / 2 O2 + 2 e-]

  katoda: 2 [Al^{3 +} + 3 e- → Al]

  Cell: 2 Al

3 + + 3 O2- → 3 / 2 O2 + 2 Al

• elektroplating: reduksi ion logam (dari solusi) untuk logam murni (Ag, Cr, Cu, dll)

   Cr3 + + 3 e- → Cr (krom plating)

 D. kuantitatif aspek elektrolisis

mempertimbangkan sel dengan reaksi katoda atas

• stoikiometri: 1 Cr3 mol + ~ 3 mol e-~ 1 mol Cr

• jika lancar sebesar 3 mol elektron dilewatkan melalui larutan dari Cr^{3 +}, maka 1 mol logam Cr akan dihasilkan

• 1 Faraday (F) = 1 mol elektron      namun, berapa banyak arus listrik ini?

• 1 F = 96.500 coulomb

• 1 coulomb = 1 amp detik