En voltaisk celle er lavet af kobber- og aluminiumselektroder Hvad EMF denne celle?

1. Identificer halvreaktionerne

* aluminium (AL) vil fungere som anoden (oxidation forekommer):

Al (S) → Al³⁺ (aq) + 3e⁻

* kobber (cu) Vil fungere som katoden (reduktion forekommer):

Cu²⁺ (aq) + 2e⁻ → cu (s)

2. Slå op på standardreduktionspotentialer

Du har brug for en tabel med standardreduktionspotentialer (E °) for at finde værdierne for hver halvreaktion. Her er de typiske værdier:

* Al³⁺ (aq) + 3e⁻ → Al (s) e ° =-1,66 V

* Cu²⁺ (aq) + 2e⁻ → cu (s) e ° =+0,34 V

3. Bestem den samlede celle -reaktion

* Da aluminium har et mere negativt reduktionspotentiale, oxideres det (bagsiden af ​​reduktionsreaktionen).

* For at afbalancere elektronerne skal du multiplicere aluminiums halvreaktion med 2 og kobberhalvreaktionen med 3:

* 2al (s) → 2Al³⁺ (aq) + 6e⁻

* 3Cu²⁺ (aq) + 6e⁻ → 3CU (r)

* Den samlede celle -reaktion er:

2al (s) + 3cu²⁺ (aq) → 2Al³⁺ (aq) + 3cu (s)

4. Beregn standardcellepotentialet (EMF)

Cellens EMF er forskellen mellem katodens standardreduktionspotentialer og anoden. Husk, at anodens potentiale vendes:

EMF =E ° (Cathode) - E ° (Anode)

EMF =+0,34 V - (-1,66 V)

emf =+2,00 V

Derfor er standard EMF for denne voltaiske celle +2,00 v.

Vigtig note: Denne beregning antager standardbetingelser (25 ° C, 1 ATM -tryk, 1 m koncentration af ioner). Den faktiske EMF kan variere afhængigt af de faktiske koncentrationer af ionerne i opløsningen.