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

Standart koşullarda bir çinko-bakır galvanik hücre, 1, 10 Voltluk bir hücre potansiyeline ve 212 kilojul bir ΔG değerine sahiptir, bu da kendiliğinden çalıştığını gösterir. Bununla birlikte, hücrenin deşarjı sırasında reaktan konsantrasyonu değiştiğinden, reaksiyon tamamen durana kadar hücre potansiyelinin kademeli olarak azalmasına neden olur. Bunun gibi koşullara standart olmayan koşullar denir.Burada, hücre potansiyeli, Gibbs serbest enerjisi ve denge sabiti için belirlenen standart değerler artık geçerli değildir. Redoks reaksiyonlarından nöronal zarlardaki iyon gradyanlarına kadar birçok reaksiyonda standart olmayan koşullar yaygındır. Fakat bu tür sistemlerde doğru bir hücre potansiyeli nasıl belirlenir?Bir reaktantın konsantrasyonu daha yüksekse ve bir ürünün konsantrasyonu standart koşullara göre daha küçükse, Le Châtelier Prensibi, reaksiyonun yönünü kalitatif olarak belirlemek için kullanılır;ancak, sapan hücre potansiyelini ölçmek için kullanılamaz. Bu nedenle, bu, standart ve standart olmayan koşullar altında hücreler için hücre potansiyelleri arasında bir ilişki kurulmasını gerektirir. Standart ve standart olmayan koşullar altında serbest enerji değişikliklerinin ilişkili olduğunu hatırlayın.Serbest enerjideki değişim denklemini hücre potansiyeli ile ikame etmek, Nernst denklemi olarak bilinen değiştirilmiş bir denklemle sonuçlanır. Nernst denklemi, aktarılan elektron sayısına, sıcaklığa ve reaksiyon bileşimine bağlı olarak hücre potansiyelinin standart değerinden ne kadar farklı olduğunu belirler. Tepkime bölümü Q, tepkime karışımlarının bileşimindeki farklılığa bağlı olarak serbest enerjideki değişikliği açıklar.Reaktifler katı ise, Q çıkarılır. Standart durum koşulları altında, Q'nun değeri birdir ve reaktanların ve ürünlerin konsantrasyonu eşittir. Birin logaritması sıfırdır, dolayısıyla hücre potansiyeli standart hücre potansiyeline eşittir.Birden düşük bir Q değeri, ürünlere kıyasla daha yüksek reaktan konsantrasyonunu gösterir, bu da dengeyi sağa kaydırarak hücre potansiyelini artırır. Birden büyük bir Q değeri, reaksiyonu sola yönlendirerek ve hücre potansiyelini düşürerek, reaktan konsantrasyonuna daha yüksek bir ürün olduğunu gösterir. Dengede Q değeri K'ye eşittir ve hücre potansiyeli sıfır olur.Nernst denklemi, elektrokimyasal pillerin deşarj sonrası neden öldüğünü"açıklar:reaktan konsantrasyonu azaldıkça hücre denge koşullarına yaklaşır ve potansiyeli sıfıra düşer.

nernst denklemi

Standart Olmayan Reaksiyon Koşulları
 
 Standart hücre potansiyelleri ile standart serbest enerji değişimi ΔG° ve denge sabiti K gibi çeşitli termodinamik parametreler arasındaki bağlantı daha önce araştırılmıştır. Örneğin, Eºhücre = +0,291 V ve ΔG° = −56,2 kJ ile 1 M konsantrasyonda çinko(II) ve kalay(II) iyonlarını içeren bir redoks reaksiyonu spontandır.
 
 <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 
 Bununla birlikte, bu hücrenin deşarjı, reaktan konsantrasyonunda bir değişikliğe ve hücre potansiyelinde sürekli bir azalmaya neden olur. Bununla birlikte, böyle bir durumda, hücre potansiyeli ile termodinamik parametreler arasındaki ilişkiler, sadece standart konsantrasyon, sıcaklık ve basınç koşullarında (yani, 1 M konsantrasyon, 298 K veya 25 °C ve 1 atmosfer basıncı) geçerli oldukları için kolayca kurulamaz. Önemli bilimsel ilgiye sahip birçok redoks reaksiyonu, standart olmayan durum koşulları altında, örneğin bir galvanik hücredeki farklı reaktan konsantrasyonları veya biyolojik membranlarda oluşan konsantrasyon gradyanları altında meydana gelir. Bu nedenle, bu tür sistemlerin potansiyellerini hesaplamak önemlidir.
 
 <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 
 Reaksiyondaki çinko iyonlarının konsantrasyonu daha az olduğunda ve kalay iyonlarının konsantrasyonu standart koşullara kıyasla daha büyük olduğunda, redoks reaksiyonunun spontanlığı Le Chatelier prensibi kullanılarak niteliksel olarak tahmin edilebilir. Reaktan için daha yüksek ürün konsantrasyonu göz önüne alındığında, reaksiyon, ürünlerin üretimini destekleyen yönde ilerlemek için daha yüksek bir eğilime sahiptir. Bu, E°hücre hücre değerinden daha yüksek bir hücre potansiyeli değeri veya Ehücre neden olur.
 
 <img alt="Eq3" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_3.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 
 Bu reaksiyon ileri yönde ilerler, ancak bu hücre potansiyelinin nicel değeri kolayca belirlenemez.
 
 Standart Olmayan Koşullarda Meydana Gelen Redoks Reaksiyonları için Nernst Denkleminin Türetilmesi
 
 Ehücre veE°hücre değerleri arasındaki ilişki, standart ve standart olmayan koşullarda serbest enerji değişiklikleri arasında daha önce kurulan ilişkiden türetilebilir ve bu ilişki aşağıdaki gibi verilmiştir:
 
 <img alt="Eq4" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_4.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 
 ΔG serbest enerjideki değişimdir, ΔG° serbest enerjideki standart değişimdir, R gaz sabitidir (değer = 8,314 J/mol∙K) ve Q, reaksiyon karışımlarının bileşimindeki farktan dolayı serbest enerjideki değişimi hesaba katan reaksiyon katsayısıdır. Reaktanların katı olması durumunda Q değeri atlanır.
 
 Hücre potansiyeline serbest enerji değişikliğine ilişkin denklemin değiştirilmesi üzerine, Nernst denklemi olarak bilinen bir modifiye denklem elde edilir.
 
 <img alt="Eq5" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_5.png" style="text-align: center; height:90px;" />
 
 Nernst denklemi, standart durum değerinden bir redoks sisteminin (galvanik hücre gibi) potansiyelindeki değişimi açıklar. Redoks reaksiyonu sırasında aktarılan elektron sayısına, n, kelvin cinsinden ölçülen sıcaklığa T ve Q olarak verilen reaksiyon karışımı bileşimine bağlıdır.
 
 Çoğu çalışma için Nernst denkleminin basitleştirilmiş bir formu, temel sabitlerin (R ve F) ve doğal logaritmadan taban-10 logaritmalarına dönüştürülen bir faktörün değerlerinin dahil edildiği formdur:
 
 <img alt="Eq6" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_6.png" style="text-align: center; height: 70px;" />
 
 Standart durum koşulları altında, reaksiyon katsayısı Q değeri, logaritması sıfır olan birimdir. Bu, standart durum koşullarında reaktanların ve ürünlerin eşit konsantrasyonundan kaynaklanmaktadır. Burada, Ehücre E°hücre eşittir. Bir Q değerinden daha küçük bir değer, reaksiyon dengesini sağa kaydırarak ve böylece daha yüksek bir hücre potansiyeli değeri veren daha yüksek bir reaktif konsantrasyonunu gösterir. Birden büyük bir Q değeri, reaksiyonu sola yönlendiren daha yüksek bir ürün konsantrasyonunu ve daha düşük bir hücre potansiyeli değerini gösterir. Dengede, Q değeri K'ye eşittir ve hücre potansiyeli sıfır olur, yani reaksiyon her iki yönde de ilerleme eğilimi göstermez. Bu, pillerin sürekli deşarjda neden "öldüğünü" açıklar: reaktan konsantrasyonundaki azalma reaksiyonu dengeye doğru yönlendirir ve hücre potansiyeli sürekli olarak sıfıra düşer.
 
 Bu metin bu kaynaktan uyarlanmıştır: <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>.

Nernst Denklemi

Standart Olmayan Reaksiyon Koşulları
Standart hücre potansiyelleri ile standart serbest enerji gibi çeşitli termodinamik parametreler arasındaki ara bağlantı...

Education

JoVE Core

Chemistry

Kimya

Electrochemistry

Elektrokimya

KEY TERMS AND CONCEPTS

TEMEL TERİMLER VE KAVRAMLAR

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 Kimya, özlü ve kolay anlaşılır animasyon video derslerini kullanarak genel kimya kavramlarına hayat veriyor. Ek olarak, bilim insanı uygulama videolarımız ile klasik ve orijinal araştırma deneylerini dünya çapında günümüz laboratuvarlarında görselleştiriyoruz.

Cell Potential Under Changing Conditions

Description

Transcript

Tags