Theorieën van een kopersulfaat Half Cell

Een eenvoudige elektrochemische of galvanische cel als een batterij maakt gebruik van een chemische reactie op een elektrische stroom te creëren . Een cel van deze soort is verdeeld in twee halve cellen , die elk een reactant in een oplossing , genaamd de elektrolyt . Een veel voorkomende vorm van een halve cel een koperen elektrode ondergedompeld in een elektrolyt opgeloste kopersulfaat . Reactie

Geen reactie vindt plaats in een kopersulfaat halve cel zelf . Stel je echter dat je verbonden een draad van de koperen elektrode om een zink elektrode in een andere halve cel , voegde een " zout brug ", die beweging van prijzen tussen de twee elektrolyten toegestaan. Je zou nu krijgen een stroom tussen de twee halve cellen omdat er een chemische reactie plaatsvindt . Deze reactie omvat oxidatie ( verlies van elektronen ) van het zink en reductie ( elektronwinst ) van koper, hoewel de twee helften van de reactie plaatsvinden in verschillende cellen .
Potentials

Stel dat je de spanning tussen de koper en zink halve cellen met behulp van een voltmeter gemeten . Ervan uitgaande dat de concentratie opgeloste stof in beide is een mol en de koper en zink zijn puur, zou je een waarde dicht bij 1,10 volt te krijgen. Als je de kopersulfaat halve cel samen met een halve cel met een zilveren elektrode en een zilveren chloride elektrolyt , maar je zou een spanning van ongeveer 0,12 te krijgen ( weer , uitgaande van een molaire concentratie in beide elektrolyten ) . Het is duidelijk dat de spanning is afhankelijk van de twee halve cellen die u kiest .
Standaard Potentials

Om een standaard van vergelijking bieden , chemici gebruik maken van zogenaamde " standaard potentials " afgemeten aan een " standaard waterstof elektrode " of SHE . Er is niets in het bijzonder speciaal aan een SHE , per se ; het is gewoon een handige maatstaf ( elke andere halve cel kan als benchmark hebben gediend in plaats ) . Vergeleken met een SHE , een kopersulfaat halve cel een spanning van 0,34 volt , dus dit is de standaard potentieel. Om de standaard mogelijkheden krijgen , E & deg ;, van elke andere helft cel in combinatie met de kopersulfaat helft cel , hun standaard mogelijkheden gebruikt u . De standaard mogelijkheden van een zink halve cel , bijvoorbeeld , is -0.76 , dus als je toevoegt 0,76 en 0,34 , krijg je 1,10 . De standaard potentieel voor een zilverchloride half cell , daarentegen , bedraagt ​​0,22 , dus de standaard potentieel voor de combinatie van de twee halve cellen 0.12 .
Nernst vergelijking

standaard potentialen worden gemeten bij normale atmosferische druk met elektrolyten met een een molaire concentratie . Als de concentratie van kopersulfaat is niet een kies, maar de spanning zal anders zijn - en dit is precies wat er zal gebeuren als de batterij leeg raakt . Om de spanning gegeven andere concentraties te berekenen , kunt u de Nernst -vergelijking te gebruiken. Bij kamertemperatuur , deze beroemde vergelijking is als volgt : E = E & deg ; - ( 0,05917 /n ) log Q , waarbij n het aantal elektronen die handen veranderen tijdens de reactie en Q de reactie quotiënt . Voor elke reactie wW + XX - & gt ; yY + zZ , kunt u de reactie quotiënt als ( [ Z] ^ z [Y ] ^ y ) /( [ X ] ^ x [ W ] ^ w ) , waar een getal tussen haakjes geeft de concentratie te benaderen. Merk echter op dat als een reactant of product is een zuivere vaste stof of een zuivere vloeistof , blijkt niet in de reactie quotiënt ; je laat het gewoon helemaal uit.