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

Een zink-koper galvanische cel heeft onder standaardomstandigheden een celpotentiaal van 1, 10 volt en een ΔG-waarde van 212 kilojoule, wat aangeeft dat hij spontaan werkt. Omdat de concentratie van de reactant echter verandert tijdens het ontladen van de cel, leidt dit tot een geleidelijke afname van het celpotentieel totdat de reactie volledig stopt. Dergelijke omstandigheden worden niet-standaard genoemd.Hier zijn de vastgestelde standaardwaarden van celpotentiaal, Gibbs vrije energie en de evenwichtsconstante niet langer geldig. Bij veel reacties komen niet-standaard condities voor, variërend van redoxreacties tot ionengradiënten in neuronale membranen. Maar hoe wordt in dergelijke systemen een nauwkeurig celpotentieel bepaald?Als de concentratie van een reactant hoger is, en de concentratie van een product is kleiner in vergelijking met standaardomstandigheden, dan wordt het principe van Le Châtelier gebruikt om de richting van de reactie kwalitatief te bepalen;het kan echter niet worden gebruikt voor het kwantificeren van het afwijkende celpotentieel. Dit vereist dus het tot stand brengen van een verband tussen de celpotentialen voor cellen onder standaard-en niet-standaardomstandigheden. Bedenk dat de veranderingen in vrije energie onder standaard-en niet-standaardomstandigheden verband houden.Het vervangen van de vergelijking van verandering in vrije energie door de celpotentiaal resulteert in een aangepaste vergelijking die bekend staat als de vergelijking van Nernst. De vergelijking van Nernst bepaalt hoe de celpotentiaal verschilt van de standaardwaarde, afhankelijk van het aantal overgedragen elektronen, temperatuur en reactiesamenstelling. Het reactiequotiënt Q verklaart de verandering in vrije energie als gevolg van het verschil in de samenstelling van de reactiemengsels.Als reactanten vast zijn, wordt Q weggelaten. Onder standaardtoestandsomstandigheden is de waarde van Q eenheid en is de concentratie van reactanten en producten gelijk. De logaritme van één is nul, dus het celpotentieel is gelijk aan het standaardcelpotentieel.Een Q-waarde kleiner dan één duidt op een hogere concentratie van reactanten in vergelijking met producten, waardoor het evenwicht naar rechts verschuift, waardoor het celpotentieel toeneemt. Een Q-waarde groter dan één duidt op een hogere productconcentratie tot reactant, waardoor de reactie naar links wordt gestuurd en het celpotentieel wordt verlaagd. Bij evenwicht is de Q-waarde gelijk aan K en wordt de celpotentiaal nul.De vergelijking van Nernst verklaart waarom elektrochemische batterijen na ontlading sterven"naarmate de reactantconcentratie afneemt, nadert de cel de evenwichtstoestand en neemt zijn potentiaal af tot nul.

de nernst-vergelijking

Niet-standaard reactieomstandigheden De onderlinge verbinding tussen standaard celpotentialen en verschillende thermodynamische parameters zoals de standaard vrije energieverandering ΔG ° en evenwichtsconstante K is eerder onderzocht. Een redoxreactie waarbij zink(II)- en tin(II)-ionen betrokken zijn bij een concentratie van 1 M met Eºcell = +0,291 V en ΔG° = −56,2 kJ is bijvoorbeeld spontaan. <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 50px;"> Het ontladen van deze cel resulteert echter in een verandering in de concentratie van de reactanten en een gestage afname van het celpotentieel. Onder dergelijke omstandigheden kunnen de relaties tussen het celpotentieel en de thermodynamische parameters echter niet eenvoudig worden vastgesteld, aangezien deze alleen gelden bij gestandaardiseerde omstandigheden van concentratie, temperatuur en druk (dat wil zeggen een concentratie van 1 M, 298 K of 25 °C en een druk van 1 atmosfeer). Veel redoxreacties van aanzienlijk wetenschappelijk belang vinden plaats onder niet-standaard omstandigheden, bijvoorbeeld verschillende reactantconcentraties in een galvanische cel of concentratiegradiënten die optreden over biologische membranen. Daarom wordt het belangrijk om de mogelijkheden van dergelijke systemen te berekenen. <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 50px;"> Wanneer de concentratie zinkionen in de reactie kleiner is en de concentratie van de tinionen groter in vergelijking met standaardomstandigheden, kan de spontaniteit van de redoxreactie kwalitatief worden voorspeld met behulp van het principe van Le Chatelier. Gegeven de hogere concentratie van product tot reactant, heeft de reactie een grotere neiging om in de richting te verlopen die de vorming van de producten bevordert. Dit resulteert in een hogere celpotentiaalwaarde of Ecell dan die van de E°cell-waarde. <img alt="Eq3" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_3.png" style="text-align: center; height: 50px;"> Deze reactie verloopt in voorwaartse richting; de kwantitatieve waarde van dit celpotentieel kan echter niet eenvoudig worden bepaald. Afleiding van de Nernst-vergelijking voor redoxreacties die optreden onder niet-standaard omstandigheden De relatie tussen Ecell- en E°cell-waarden kan worden afgeleid uit de eerder vastgestelde relatie tussen veranderingen in de vrije energie onder standaard- en niet-standaardomstandigheden, die als volgt wordt gegeven: <img alt="Eq4" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_4.png" style="text-align: center; height: 50px;"> ΔG is de verandering in vrije energie, ΔG° is de standaardverandering in vrije energie, R is de gasconstante (waarde = 8,314 J/mol∙K), en Q is het reactiequotiënt, dat rekening houdt met de verandering in vrije energie als gevolg van aan het verschil in de samenstelling van de reactiemengsels. De Q-waarde wordt weggelaten als de reactanten vast zijn. Door vervanging van de vergelijking die de verandering van vrije energie in verband brengt met het celpotentiaal, wordt een aangepaste vergelijking verkregen, bekend als de Nernst-vergelijking. <img alt="Eq5" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_5.png" style="text-align: center; height:90px;"> De Nernst-vergelijking beschrijft de variatie in het potentieel van een redoxsysteem (zoals een galvanische cel) ten opzichte van de standaardtoestandswaarde. Het is afhankelijk van het aantal elektronen dat wordt overgedragen tijdens de redoxreactie, n, de temperatuur gemeten in Kelvin, T, en de samenstelling van het reactiemengsel gegeven als Q. Een vereenvoudigde vorm van de Nernst-vergelijking voor het meeste werk is er een waarin waarden voor de fundamentele constanten (R en F) en een factor die converteert van natuurlijke log naar logaritmen met grondtal 10 zijn opgenomen: <img alt="Eq6" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_6.png" style="text-align: center; height: 70px;"> Onder standaardomstandigheden is de waarde van het reactiequotiënt Q eenheid, waarvan de logaritme nul is. Dit komt door de gelijke concentratie van reactanten en producten onder standaardomstandigheden. Hier is Ecell gelijk aan E°cell. Een Q-waarde kleiner dan één duidt op een hogere concentratie van reactanten, waardoor het reactie-evenwicht naar rechts verschuift en dus een hogere waarde van het celpotentieel oplevert. Een Q-waarde groter dan één duidt op een hogere productconcentratie, waardoor de reactie naar links drijft, en een lagere waarde van het celpotentieel. Bij evenwicht is de Q-waarde gelijk aan K en wordt de celpotentiaal nul, dat wil zeggen dat de reactie geen neiging vertoont om in beide richtingen te verlopen. Dit verklaart waarom batterijen ‘sterven’ bij voortdurende ontlading: de afname van de concentratie van de reactanten drijft de reactie naar evenwicht en het celpotentieel neemt gestaag af tot nul.

De Nernst-vergelijking

Nonstandard Reaction Conditions
The interconnection between standard cell potentials and various thermodynamic parameters such as the standard free energy ...

Education

JoVE Core

Chemistry

Scheikunde

Eén

Electrochemistry

Elektrochemie

KEY TERMS AND CONCEPTS

BELANGRIJKE TERMEN EN CONCEPTEN

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