Ag+ + e- ↔ Ag(k) E0Ag+ = + 0,799 V

Yukarıdaki reaksiyonun derişik Ag+ çözeltisinde oluşma meyli, seyreltik Ag+ çözeltisindekine göre daha büyüktür. O halde artan konsantrasyon potansiyeli daha pozitif yapacaktır.

Q = [Ürün(ler)]/[Giren(ler)]

Sonuçta bir yarı-hücrenin potansiyeli, mevcut konsantrasyonların, denge konsantrasyon değerlerinden farkının bir ölçüsüdür.

Örnek:

MnO4- + 5e- + 8H+ ↔ Mn2+ + 4H2O Þ E = Eo –(0,0592/5)log[Mn2+]/([MnO4-][H+]8)

Bu denklem, potansiyelin sadece mangan içeren türlerin konsantrasyonuna değil aynı zamanda çözeltinin pH’sına da bağlı olduğunu gösterir.

Not: ln = 2,303 log

Örnek:

Ag+ + e- ↔ Ag(k) EoAg+ = + 0,799 V

Yukarıdaki reaksiyon sırasıyla 0,1, 1 ve 10 M konsantrasyonlarındaki Ag+ çözeltilerinde gerçekleştirildiğinde yarı-hücre potansiyelleri ne olur?

[Ag+]= 0,1 M iken Þ E = Eo –(0,0592/1)log(1)/(0,1) = 0,799-0,0592.log10 = 0,740 V

[Ag+]= 1 M iken Þ E = Eo –(0,0592/1)log(1)/(1) = 0,799-0,0592.log1 = 0,799 V

[Ag+]= 10 M iken Þ E = Eo –(0,0592/1)log(1)/(10) = 0,799-0,0592.log0,1 = 0,858 V

Örnek:

Cu2+ + 2e- ↔ Cu(k) EoCu2+ = 0,340 V

Zn2+ + 2e- ↔ Zn(k) EoZn2+ = – 0,760 V

Cu2+ + Zn(k) ↔ Cu(k) + Zn2+ Eohücre = 1,10 V hücresi için

[Cu2+] = 0,2 M ve [Zn2+] =0,02 M olduğunda Ehücre = ?

Ehücre = 1,10 –(0,0257/2).ln(0,02/0,2) = 1,07 V

Ag+ + e- ↔ Ag(k) için verilen EoAg+ = 0,799 V değeri herhangi bir çöktürücü (Cl- gibi) varlığında büyük ölçüde değişir. Çünkü ortamda bulunan Ag+ iyonlarının büyük bir kısmı AgCl şeklinde çöker.

Örneğin, [Cl-] = 1 M olan bir ortamdaki gümüş elektrotunun potansiyeli şöyle hesaplanır:

E = EoAg+ –0,0592 log(1/[Ag+]) eşitliğindeki [Ag+] yerine [Ag+] =Kçç/[Cl-] yazılabilir.

(Kçç = [Ag+][Cl-] = 1,82 x 10-10)

E = EoAg+ + 0,0592 log Kçç – 0,0592 log [Cl-]

E = EoAg+ + 0,0592 log 1,82 x 10-10 = 0,222 V

Bu potansiyel AgCl + e- ↔ Ag(k) + Cl- reaksiyonunun std. elektrot potansiyelidir (EoAgCl)

Örnek:

EoAgCl = 0,222 V değerini kullanarak 0,05 M NaCl içerisindeki bir gümüş elektrotun elektrot potansiyelini bulunuz.

E= EoAgCl – 0,0592.log[Cl-] = 0,222 – 0,0592 log 0,05 = 0,299 V

Örnek: CuCl ile doyurulmuş 0,075 M NaCl içerisindeki bir bakır elektrotun potansiyelini bulunuz.

EoCu+ = 0,521 V

Kçç = [Cu+][Cl-] = 1,9 x 10-7

CuCl(k) + e- ↔ Cu(k) + Cl-

E = EoCu+ + 0,0592 log Kçç – 0,0592 log [Cl-]= EoCuCl

Örnek: 0,0263 M K2PtCl4 ve 0,1492 M KCl içeren bir çözeltideki bir platin elektrodun potansiyelini bulunuz.

PtCl42- + 2e- ↔ Pt(k) + 4Cl-

Örnek: Pt, H2(0,60 atm), HCl (0,10 M) // HCl (0,10 M), AgCl/Ag pilinin (hücresinin) potansiyelini bulunuz.

2H+ + 2e- ↔ H2 Eo = 0,000 V

AgCl + e- ↔ Ag(k) + Cl- Eo = 0,222 V

Ea = 0,000 – (0,0592/2) log(0,60/(0,1)2) = -0,053 V

Ek = 0,222 – 0,0592 log 0,1 = 0,281 V

Eh = Ek-Ea = 0,334 V

2AgCl + H2 ↔ 2Ag + 2H+ + 2Cl-

Standart elektrot potansiyellerinden yararlanarak çeşitli tayinler yapılır:

Denge sabiti, çözünürlük çarpımı sabiti, oluşum sabiti ve titrasyonla yapılan çeşitli tayinler

Yazının diğer bölümleri için:

ELEKTROKİMYAYA GİRİŞ: Yükseltgenme/İndirgenme (Redoks) Reaksiyonları

Yükseltgenme/İndirgenme (Redoks) Reaksiyonları Bölüm 2 : Elektrot Potansiyelleri

Yükseltgenme / İndirgenme (Redoks) Reaksiyonları Bölüm 3 : Nerst Eşitliği ve Uygulamaları

Yükseltgenme/İndirgenme (Redoks) Reaksiyonları Bölüm 4 : Redoks denge sabitlerinin hesaplanması