Name: cell potential under changing conditions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 2 min 59 s
Channel: JoVE

كمون خلية الزنك والنحاس الجلفانية في ظروف معيارية يبلغ 1.10 فولت،وتبلغ قيمة دلتا G سالب 212 كيلو جول،مما يدل على أنها تعمل تلقائيًا. إلّا أن التغير في تركيز المواد المتفاعلة أثناء تفريغ الخلية،يؤدي إلى انخفاض تدريجي في كمون الخلية إلى أن يتوقف التفاعل تمامًا. مثل هذه الظروف تُسمى غير معيارية.هنا،القيم المعيارية المُحددة وهي كمون الخلية،وطاقة غيبس الحرة،وثابت التوازن،لم تعد صحيحة. الظروف غير المعيارية،سائدة في العديد من التفاعلات،من تفاعلات التأكسد والاختزال حتى تدرج الأيونات في أغشية الخلايا العصبية. ولكن كيف يُحدد كمون خلية دقيق في مثل هذه الأنظمة؟إذا كان تركيز مادة متفاعلة أعلى،وكان تركيز أحد النواتج أصغر مقارنة بالظروف المعيارية،يُستخدم مبدأ لو شاتليه لتحديد اتجاه التفاعل نوعيّا،لكن لا يمكن استخدامه لتحديد الانحراف في كمون الخلية من الناحية الكمية.بالتالي فهذا يحتم إنشاء علاقة،بين قيم كمون الخلية للخلايا،في الظروف المعيارية وغير المعيارية. تذكروا وجود علاقة بين التغيرات في الطاقة الحرة في الظروف المعيارية وغير المعيارية. استبدال معادلة التغير في الطاقة الحرة بكمون الخلية،يؤدي إلى معادلة معدّلة،تُعرف بمعادلة نرنست.تُحدد معادلة نرنست كيف يختلف الكمون الكهربائي للخلية عن قيمتها المعيارية،وفقًا لعدد الإلكترونات المنتقلة،ودرجة الحرارة،وتركيبة التفاعل. حاصل التفاعل،Q،يفسر التغير في الطاقة الحرة نتيجة اختلاف تركيبة خليط التفاعل. إذا كانت المواد المتفاعلة صلبة،تُحذف Q.في الظروف المعيارية،تكون قيمة Q هي ويكون تركيز المواد المتفاعلة والنواتج متساويان.لوغاريتم العدد 1 هو صفر،لذا فإن الكمون الكهربائي للخلية يساوي الكمون القياسي. إذا كانت قيمة Q أقل من 1،فهذا يدل على تركيز أعلى للمواد المتفاعلة مقارنة بالنواتج،مما يحرك التوازن باتجاه اليمين،فيزداد الكمون الكهربائي للخلية. وإذا كانت Q أكبر من 1،فهذه دلالة على أن تركيز النواتج أعلى من تركيز المواد المتفاعلة مما يُحرّك التفاعل نحو اليسار ويؤدي إلى انخفاض كمون الخلية.في حالة التوازن تكون قيمة Q مساوية لقيمة K،ويصبح الكمون الكهربائي للخلية صفرًا. توضح معادلة نرنست سبب موت"البطاريات الكهروكيميائية بعد تفريغ شحنتها:عندما ينخفض تركيز المادة المتفاعلة،تقترب الخلية من ظروف التوازن وينخفض كمونها الكهربائي إلى صفر.

معادلة نرنست

شروط رد الفعل غير القياسي الترابط بين إمكانات الخلية القياسية ومختلف المعلمات الديناميكية الحرارية مثل تغيير الطاقة الحرة القياسي & # 916 ؛ G & # 176 ؛ وثابت التوازن K تم استكشافه مسبقًا. على سبيل المثال ، تفاعل الأكسدة والاختزال يتضمن أيونات الزنك (II) والقصدير (II) بتركيز 1 م مع خلية E & # 186 ؛ = +0.291 V و & # 916 ؛ G & # 176 ؛ = & # 8722 ؛ 56.2 كيلوجول تلقائية. <img alt = "Eq1" src = "/ files / ftp_upload / 11437 / 11437_Equation_1.png" style = "text-align: center؛ height: 50px؛" /> ومع ذلك ، ينتج عن تفريغ هذه الخلية تغيير في تركيز المادة المتفاعلة وانخفاض ثابت في جهد الخلية. ومع ذلك ، في مثل هذه الحالة ، لا يمكن إنشاء العلاقات بين إمكانات الخلية والمعلمات الديناميكية الحرارية بسهولة لأنها تثبت فقط في الظروف المعيارية للتركيز ودرجة الحرارة والضغط (على سبيل المثال ، تركيز 1 م ، 298 كلفن أو 25 & # 176 ؛ C وضغط 1 جو). تحدث العديد من تفاعلات الأكسدة والاختزال ذات الأهمية العلمية في ظل ظروف غير قياسية ، على سبيل المثال ، تركيزات متفاعلة مختلفة في خلية جلفانية أو تدرجات تركيز تحدث عبر الأغشية البيولوجية. ومن ثم ، يصبح من المهم حساب إمكانات هذه الأنظمة. <img alt = "Eq2" src = "/ files / ftp_upload / 11437 / 11437_Equation_2.png" style = "text-align: center؛ height: 50px؛" /> عندما يقل تركيز أيونات الزنك في التفاعل ويكون تركيز أيونات القصدير أكبر مقارنة بالظروف القياسية ، يمكن توقع تلقائية تفاعل الأكسدة والاختزال نوعًا باستخدام Le Chatelier & # 8217؛ s المبدأ. بالنظر إلى التركيز العالي للمنتج على المادة المتفاعلة ، يكون للتفاعل ميل أعلى للمضي قدمًا في الاتجاه الذي يفضل توليد المنتجات. ينتج عن هذا قيمة أكبر للخلية أو E خلية من قيمة E & # 176 ؛ خلية . <img alt = "Eq3" src = "/ files / ftp_upload / 11437 / 11437_Equation_3.png" style = "text-align: center ؛ height: 50px ؛" /> يتواصل رد الفعل هذا في الاتجاه الأمامي ؛ ومع ذلك ، لا يمكن تحديد القيمة الكمية لإمكانات هذه الخلية بسهولة. اشتقاق معادلة Nernst لتفاعلات الأكسدة والاختزال التي تحدث في ظل ظروف غير قياسية يمكن اشتقاق العلاقة بين قيم E خلية و E & # 176 ؛ خلية من العلاقة الراسخة بين تغييرات الطاقة الحرة في الظروف القياسية وغير القياسية ، والتي يتم تقديمها على النحو التالي: <img alt = "Eq4" src = "/ files / ftp_upload / 11437 / 11437_Equation_4.png" style = "text-align: center ؛ height: 50px؛" /> & # 916 ؛ G هو التغيير في الطاقة الحرة ، & # 916 ؛ G & # 176 ؛ هو التغيير القياسي في الطاقة الحرة ، و R هو ثابت الغاز (القيمة = 8.314 J / mol & # 8729 ؛ K) ، و Q هو حاصل التفاعل ، الذي يفسر التغير في الطاقة الحرة بسبب الاختلاف في مخاليط التفاعل & # 8217 ؛ تكوين. يتم حذف قيمة Q إذا كانت المواد المتفاعلة صلبة. عند استبدال المعادلة المتعلقة بتغيير الطاقة الحرة بجهد الخلية ، يتم الحصول على معادلة معدلة تعرف باسم معادلة نرنست. <img alt = "Eq5" src = "/ files / ftp_upload / 11437 / 11437_Equation_5.png" style = "text-align: center؛ height: 90px؛" /> تصف معادلة نرنست التباين في إمكانات نظام الأكسدة والاختزال (مثل الخلية الجلفانية) عن قيمة حالتها القياسية. يعتمد على عدد الإلكترونات المنقولة أثناء تفاعل الأكسدة والاختزال ، ن ، ودرجة الحرارة المقاسة بوحدة كلفن ، T ، وتكوين خليط التفاعل المعطى كـ Q < / م>. 
 الشكل المبسط لمعادلة نرنست لمعظم الأعمال هو الذي يتم فيه تحويل قيم الثوابت الأساسية ( R و F ) وعامل يتحول من اللوغاريتم الطبيعي إلى القاعدة - تم تضمين 10 لوغاريتمات: <img alt = "Eq6" src = "/ files / ftp_upload / 11437 / 11437_Equation_6.png" style = "text-align: center ؛ height: 70px ؛" /> في ظل ظروف الحالة القياسية ، تكون قيمة حاصل رد الفعل Q هي الوحدة التي يكون لوغاريتمها صفرًا. هذا يرجع إلى التركيز المتساوي للمواد المتفاعلة والمنتجات في ظروف الحالة القياسية. هنا ، E خلية تساوي E & # 176 ؛ خلية . تشير قيمة Q الأقل من واحد إلى تركيز أعلى للمواد المتفاعلة ، مما يؤدي إلى تحويل توازن التفاعل إلى اليمين ، وبالتالي إنتاج قيمة أعلى لإمكانات الخلية. تشير قيمة Q الأكبر من واحد إلى تركيز أعلى للمنتج ، مما يؤدي إلى دفع التفاعل إلى اليسار ، وقيمة أقل لإمكانات الخلية. عند التوازن ، تكون قيمة Q تساوي K ، وإمكانات الخلية تصبح صفرًا ، أي أن التفاعل لا يظهر أي ميل للمضي قدمًا في أي من الاتجاهين. هذا ما يفسر سبب موت البطاريات & # 8221 ؛ عند التفريغ المستمر: يؤدي الانخفاض في تركيز المادة المتفاعلة إلى دفع التفاعل نحو التوازن وتناقص إمكانات الخلية بشكل مطرد إلى الصفر. هذا النص مقتبس من <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-4-potential-free-energy-and-equilibrium">Openstax, Chemistry 2e, Section 17.4: Potential, Free Energy, and Equilibrium</a>.

ظروف التفاعل غير القياسية
الترابط بين إمكانات الخلية القياسية والمعلمات الديناميكية الحرارية المختلفة مثل الطاقة الحرة القياسية ...

Education

JoVE Core

Chemistry

الكيمياء

واحد

Electrochemistry

الكيمياء الكهربائية

KEY TERMS AND CONCEPTS

المصطلحات والمفاهيم الأساسية

The Nernst Equation

cell potential under changing conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions.

As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox reactions of scientific interest also occur under nonstandard conditions. These include cells with different ion concentrations and concentration gradients across biological membranes. When zinc ion concentration is lower and tin ion concentration is higher than standard conditions, Le Chatelier’s Principle predicts that the reaction is more likely to move toward products, so the cell potential is higher than E°cell. The reaction still moves forward, but the exact value of the cell potential is not easy to calculate by simple comparison alone.

The Nernst equation gives that value for redox systems under nonstandard conditions. It is derived from the link between free energy under standard and nonstandard conditions. In that relationship, ΔG is the free energy change, ΔG° is the standard free energy change, R is the gas constant, and Q is the reaction quotient, which describes how the mixture composition affects free energy. The Q term is left out when reactants are solids. After combining this idea with the equation relating free energy to cell potential, the Nernst equation is obtained.

The Nernst equation shows how cell potential depends on the number of electrons transferred, n, the temperature in kelvin, T, and the reaction quotient, Q. A common simplified form includes the constants R and F and converts natural logs to base-10 logs. Under standard conditions, Q equals 1, so its logarithm is zero and Ecell equals E°cell. If Q is less than 1, reactants are relatively higher in concentration, the equilibrium shifts right, and the cell potential increases. If Q is greater than 1, products are relatively higher, the equilibrium shifts left, and the cell potential decreases.

At equilibrium, Q equals K and the cell potential becomes zero. That means the reaction has no tendency to proceed in either direction. This is why batteries die during continuous discharge. As reactants are used up, the reaction moves toward equilibrium and the cell potential falls to zero.

Cell Potential Under Changing Conditions

balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic Cells and Battery Reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Learn how the Nernst equation predicts cell potential in nonstandard conditions, including changing ion concentrations, reaction quotient Q, and battery discharge.

Cell Potential Under Changing Conditions | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Chemistry brings general chemistry concepts to life using concise and easy-to-understand animated video lessons. Plus, in the scientist-in-action videos, we demonstrate classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Cell Potential Under Changing Conditions

Description

Transcript

Tags