Главная / Электрохимия / Применение уравнения Нернста в решении задач.

Применение уравнения Нернста в решении задач.

При рассмотрении вопроса об окислительно-восстановительных реакциях часто возникает необходимость расчета электродвижущей силы (ЭДС) и потенциалов отдельных полуреакций. В справочниках обычно приведены таблицы т.н. стандартных потенциалов тех или иных процессов, рассчитанных при р=1 атм, Т=298К и активностях участников равных 1. Однако в реальных задачах условия могут значительно отличаться от указанных выше. Как быть в таком случае? Ответ дает уравнение Нернста. В оригинальном виде оно выглядит так:

оригинальное уравнение Нернста







Как можно заметить, в уравнении фигурируют несколько постоянных величин. Также температура в подавляющем большинстве случаев равна 298К. Кроме того, можно заменить натуральный логарифм на десятичный. Это можно сделать путем умножения на коэффициент перевода. Если собрать все постоянные в единый множитель, то приходим к несколько иному, но более знакомому по учебным пособиям виду уравнения Нернста:

уравнение Нернста в приведенном виде

Такой вариант уравнения сильно облегчает жизнь в ряде случаев, например рассмотрении рН-зависимых процессов. Используя данное уравнение можно провести вычисления в любых условиях, приведенных в задаче. Рассмотрим характерные примеры задания по данной теме.

Пример 1:

Рассчитать ЭДС гальванического элемента, составленного из медной и цинковой пластин, погруженных в растворы 0.1М CuSO4 и 0.01М ZnSO4 соответственно. Коэффициенты активности ионов Cu2+ и Zn2+ принять равными единице.

Решение:

Для начала запишем уравнения протекающих процессов:

полуреакция восстановления ионов меди
полуреакция окисления цинка

Далее находим по таблице стандартные потенциалы процессов:

потенциалы восстановления цинка и меди

Если в условиях задачи ничего не сказано про коэффициенты активности ионов, то можно считать их равными единице, как и в нашем случае. Тогда активности участников процессов можно принять равными их аналитическим концентрациям.

Найдем реальные потенциалы с учетом нестандартных активностей ионов:

уравнения Нернста для восстановления ионов Zn и Cu

Далее необходимо сравнить полученные величины между собой, чтобы определить, кто из участников процесса – окислитель. Потенциал меди больше, чем у цинка, поэтому она будет окислителем. Тогда найдем ЭДС системы:

ЭДС системы медь-цинк

Ответ: 1.13 В

Пример 2:

Одним из лабораторных способов получения хлора является действие KMnO4 на концентрированную соляную кислоту. Можно ли провести процесс при рН=4?

Решение:

Для начала запишем уравнения протекающих процессов.

полуреакции окисления хлорид-ионов и восстановления перманганат-иона

Далее находим по таблице стандартные потенциалы процессов:

потенциалы окисления хлорид-ионов и восстановления перманганат-иона

Несложно заметить, что от рН в данном случае зависит только потенциал перманганата. Тогда воспользуемся уравнением Нернста и рассчитаем его реальный потенциал в условиях задачи:

расчет потенциала восстановления перманганат-иона

Получается, что потенциал KMnO4 стал меньше, чем у хлора, а значит, реакция не пойдет.

Ответ: процесс не идет.

В конце приведем общий алгоритм решения задач с использованием уравнения Нернста:

  • 1) Написать уравнения полуреакций, соответствующие процессу.
  • 2) Определить, в каком из уравнений концентрации отличаются от стандартных.
  • 3) Определить число электронов, участвующих в процессе.
  • 4) Рассчитать реальные потенциалы, применяя уравнение Нернста.
  • 5) Ответить на вопрос задачи.

Это нужно знать:

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован.