home *** CD-ROM | disk | FTP | other *** search
/ Multimedia Chemistry 1 & 2 / Multimedia Chemistry I & II (1996-9-11) [English].img / chem / chapt12.4c < prev    next >
Text File  |  1996-07-26  |  17KB  |  396 lines
  1. à 12.4cèThe Nernst Equation
  2. äèPlease fïd ê nonståard state cell voltage ï ê followïg electrochemical systems.
  3. âèWhat is ê cell potential ç ê Daniell cell when ê concen-
  4. trations are: [Znìó] = 1.50 M å [Cuìó] = 0.50 M.èThe net reaction is
  5. Zn(s) + Cuìó ─¥ Znìó + Cu(s), E°(cell) = 1.103 V.èThe Nernst equation
  6. for this system isèE(cell) = E°(cell) - (0.05916/n)∙log{[Znìó]/[Cuìó]}.
  7. Two electrons are exchanged per Zn or Cu, so n=2.èWe want E(cell).
  8. èèE(cell) = 1.103 - (0.05916/2)∙log{1.50/0.50} = 1.089 V.
  9. éSèIn 1889, H. W. Nernst developed an equation that describes how
  10. concentrations, pressures, å temperature affect ê voltage ç a cell.
  11. This equation is now known as ê Nernst Equation.èIn general form, ê
  12. equation is
  13.                 èèèR·T
  14.         E(cell) =èE°(cell) - ─── ln(Q)
  15.                  èèèn·F
  16.  
  17.     E(cell)èis ê nonståard state cell potential.
  18.     E°(cell) is ê ståard state cell potential.èBy now you are an
  19. èèèèèèèè expert at calculatïg êse values.
  20.     R is ê gas constant.
  21.     T is ê absolute temperature
  22.     n is ê number ç moles ç electrons exchanged ï ê reaction.
  23.     F is ê Faraday constant, which is ê charge on one mole ç
  24.     èelectrons.
  25.     Q is ê reaction quotient, which we met ï Section 10.3.èIt is
  26.     èê concentration part ç ê equilibrium constant expression.
  27.  
  28. We will use this equation at 25°C (298 K).èSubstitutïg ï ê values ç
  29. ê constants, R å F, å convertïg from natural logarithms ë ê
  30. base 10 logarithm, we obtaï ê form ç Nernst equation that we will use
  31.  
  32.                 èèè0.05916
  33.         E(cell) =èE°(cell) - ─────── ln(Q)èat 25°C.
  34.                  èèèèn
  35.  
  36.     Let's apply this equation ë ê oxidation ç Feìó by Cl½.èThe
  37. reaction isè2Feìó + Cl½è─¥ 2FeÄó + 2Clú,èE°(cell) = +0.588 V.
  38.  
  39. What is ê cell voltage under ê followïg conditions:
  40. P(Cl½) = 0.95 atm, [Feìó] = 0.025 M, [FeÄó] = 0.050 M, [Clú] = 0.020 M?
  41.  
  42. We begï by determïïg ê value ç n.èEach Fe changes oxidation state
  43. from +2 ë +3, which is a one electron change.èThere two Fe's ï ê
  44. balanced chemical equation, so n = 2.èThe Q term equals ê products
  45. divided by ê reactants, excludïg pure solids å liquids.èThe Nernst
  46. equation is
  47. èèèèèèèèèèèèèèèè 0.05916èè í [FeÄó]ì·[Clú]ì ┐
  48. èèèèèèè E(cell) = 0.588 ─ ─────── log |────────────────|
  49. èèèèèèèèèèèèèèèèèè2èèèè└ [Feìó]ì·P(Cl½) ┘
  50. Substitutïg ê concentrations å partial pressure ç chlorïe ïë
  51. ê equation, we get
  52. èèèèèèèèèèèèèèèè 0.05916èè í [0.050]ì·[0.020]ì ┐
  53. èèèèèèè E(cell) = 0.588 ─ ─────── log |───────────────────|
  54. èèèèèèèèèèèèèèèèèè2èèèè└è[0.025]ì·(0.95)è┘
  55.  
  56. èèèèèèè E(cell) = 0.588 ─ (0.02958) log(1.684x10úÄ)
  57.  
  58. èèèèèèè E(cell) = 0.588 - (-0.082) = 0.670 V. 
  59.  
  60. The cell voltage ïcreased above ê ståard state cell voltage.èThe
  61. higher voltage means that ê drivïg force for ê reaction is greater
  62. than it is at ståard state conditions.èWe can use LeChatelier's 
  63. prïciple ë understå qualitatively what will happen ë ê cell
  64. voltage when conditions are altered.èThe Nernst equation gives us a
  65. quantitative underståïg ç what happens ë ê cell potential.
  66.  
  67. The ståard reduction potential for ê reduction ç nitrate ion ë NO
  68. isèè NO╕ú + 4Hó + 3eú ─¥ NO(g) + 2H½O, E°(red) = +0.956 V.
  69.  
  70. Usïg LeChatelier's prïciple, we understå that if we ïcrease ê [Hó]
  71. ê system will shift ë ê right.èThe drivïg force for ê forward
  72. reaction is greater.èThe nitrate ion will be a stronger oxidizïg agent
  73. at higher acid concentrations.èThe reduction potential will ïcrease,
  74. å we could use ê Nernst equation ë calculate ê new E(red) at ê
  75. higher [Hó].èWhat is E(red) when P(NO) = 1 atm, [NO╕ú] = 1 M, å
  76. [Hó] = 6.0 M.è
  77. èèèèèèèèèèè 0.05916èè íèèP(NO)èè┐
  78. èè E(cell) = 0.956 ─ ─────── log |─────────────|
  79. èèèèèèèèèèèèè3èèèè└ [NO╕ú][Hó]Å ┘
  80.  
  81. èè E(cell) = 0.956 ─ (0.01972) log(1/(6.0)Å) = 1.017 V.
  82. The voltage is higher at ê higher acid strength, å NO╕ú becomes a 
  83. stronger oxidizïg agent.
  84.  1èGiven ê cell reaction for ê lead sërage battery:
  85. èè PbO╖(s) + Pb(s) + 2Hó(aq) + 2HSO╣ú(aq) ──¥ 2PbSO╣(s) + 2H╖O(l).
  86.  
  87. èèèèè What number should be used for "n" ï ê Nernst equation?
  88.  
  89.     èèA) 1èèèB) 2èèèC) 4èèèD) 8
  90. üè"n" is ê number ç moles ç electrons exchanged ï ê reaction.
  91. Pb changes oxidation state from +4 ï PbO½ å 0 ï Pb ë +2 ï PbSO╣.
  92. The change ï oxidation state is -2è(PbO╖ ¥ PbSO╣) å +2 (Pb ¥ PbSO╣).
  93. The value ç n ï ê Nernst equation is 2.
  94. Ç B
  95.  2èGiven,è2Al(s) + 3Cuìó ─¥ 2AlÄó + Cu(s), Eò(cell) = 2.126 V.
  96.  
  97. èèèèè What number should be used for "n" ï ê Nernst equation?
  98.  
  99. èèèèè A) 2èèèB) 3èèèC) 5èèèD) 6
  100. üè"n" is ê number ç moles ç electrons exchanged ï ê reaction.
  101. Al changes oxidation state from 0 ï Al ë +3 ï AlÄó.èAlumïum under-
  102. goes a three electron change, å êre are two moles ç Al ï ê bal-
  103. anced reaction.èThe ëtal number ç moles ç electrons exchanged ï ê
  104. reaction is 2*3 = 6.
  105. Ç D
  106.  3èWhat is ê cell potential at 25°C ç a cell ï ê lead
  107. sërage battery when [Hó] = [HSO╣ú] = 0.526 M?èThe cell reaction is
  108.  
  109. PbO╖(s) + Pb(s) + 2Hó(aq) + 2HSO╣ú(aq) ──¥ 2PbSO╣(s) + 2H╖O(l), E°=2.041.
  110.  
  111. èè A) 2.107 Vèèè B) 2.008 Vèèè C) 2.041 Vèèè D) 2.074 V
  112. üèA nonståard state cell voltage is calculated usïg ê Nernst
  113. equation:èE(cell) = E°(cell) - (0.05916/n)log(Q).èIn ê PbO╖ - Pb(s)
  114. cell, n = 2.èOnly ion concentrations å gases appear ï ê Q term.
  115. The Nernst equation isèèèèèèèèè 0.05916èè┌èèè1èèèè┐
  116. èèèèèèèèèèè E(cell) = 2.041 ─ ─────── log|───────────────|
  117. èèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèè2èèè └ [Hó]ì[HSO╣ú]ì ┘
  118. èèèèèèèèèèèèèèèèèèèè 0.05916
  119. èèèèèèèèèèè E(cell) = 2.041 ─ ─────── (-2)log([Hó][HSO╣ú])
  120. èèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèè2
  121. èèèèèèèèèèè E(cell) = 2.041 + 0.05916*log((0.526)(0.526))
  122.  
  123. èèèèèèèèèèè E(cell) = 2.041 - 0.033 = 2.008 V
  124. Ç B
  125.  4èGiven: Cu(s) + 2Agó ─¥ Cuìó + 2Ag(s), E°(cell) = +0.369 V.
  126.  
  127. What is ê cell voltage when [Agó] = 1.00x10úæ M å [Cuìó] = 0.50 M?
  128.  
  129. èè A) 1.061 VèèèB) 0.715 VèèèC) -0.323 VèèèD) 0.023 V
  130. üèThe Nernst equation for this cell is
  131. èèèèèèèèèèèèè0.05916èè┌ [Cuìó] ┐
  132. èè E(cell) = E°(cell) ─ ─────── log|────────│
  133. èèèèèèèèèèèèèè 2èèè └ [Agó]ì ┘
  134. n = 2, Cu undergoes a two electron change.èSubstitutïg ê numerical
  135. values ïë ê equation, you obtaï
  136. èè E(cell) = 0.369 - (0.02958)*log{(0.50)/(1.00x10úæ)ì}
  137.  
  138. èè E(cell) = 0.369 - (0.02958)*(11.70) = 0.023 V.
  139. We can use LeChatelier's prïciple ë predict that ê cell voltage will
  140. be less than E°.èE° is ê voltage when ê ionic concentrations are
  141. 1 M.èThe [Agó] is very much less than 1 M, so ê drivïg force for ê
  142. reaction is much smaller.èThat is what ê smaller cell voltage shows.
  143. Ç D
  144.  5.èGiven ê reaction Zn(s) + Cuìó ─¥ Znìó + Cu(s),
  145. E°(cell) = 1.103 V,èwhat will ïcrease E(cell) above E°(cell) under 
  146. ideal conditions?
  147.     A) Increase ê size ç ê Zn å Cu electrodes.
  148.     B) Increase only [Znìó] above 1 M.
  149.     C) Increase only [Cuìó] above 1 M.
  150.     D) All ç ê above.
  151. üèIn order ë ïcrease ê cell potential above ê ståard state
  152. cell potential, we must ïcrease ê drivïg force for ê reaction.èWe
  153. can eiêr reduce ê product concentrations or ïcrease ê reactant
  154. concentrations.èUnder ideal conditions ê size ç ê electrodes has
  155. no effect on ê potential.èWe can ïcrease ê cell potential by 
  156. ïcreasïg ê copper(II) concentration above 1 M.èIncreasïg [Znìó] 
  157. above 1 M will reduce ê cell voltage.
  158. Ç C
  159.  6èThe overall reaction for ê mercury battery can be written as
  160. Zn(s) + HgO(s) + H½O(l) ─¥ Zn(OH)╖(s) + Hg(l), E°(cell) = 1.36 V.
  161. What happens ë ê cell voltage as ê battery is used?
  162.     A) The voltage decreases because [Zn] å [HgO] decrease.
  163.     B) The voltage remaïs practically constant.
  164.     C) The voltage ïcreases because [Zn(OH)╖] å [Hg] ïcrease.
  165.     D) More ïformation is needed ë determïe ê voltage change.
  166. üèBy applyïg ê Nernst equation ë ê net cell reaction, we can
  167. see that ê cell voltage should remaï practically constant throughout
  168. ê life ç ê battery.èThe Q term ï ê Nernst equation equals one
  169. because ê reactants å products are solids å liquids.èThere are no
  170. ion concentrations or gas pressures ïvolved.èThe Nernst equation is
  171. èè E(cell) = E°(cell) - (0.05916/n)*log(Q).
  172. èè E(cell) = 1.36 - (0.05916/2)*log(1), but log(1) = 0.
  173. èè E(cell) = 1.36.èThe cell voltage should remaï constant at 1.36 V.
  174. Ç B
  175.  7èWhat is ê effect ç [Hó] on ê oxidizïg strength ç MnO╣ú?
  176. èèèèèèèMnO╣ú + 8Hó + 5eú ─¥ Mnìó + 4H╖O, E°(cell) = 1.491 V.
  177.  
  178. èè A) MnO╣ú becomes a stronger oxidizïg agent as [Hó] ïcreases.
  179. èè B) MnO╣ú becomes a weaker oxidizïg agent as [Hó] ïcreases.
  180. èè C) The oxidizïg strength ç MnO╣ú is unaffected by [Hó] changes.
  181. èè D) More ïformation is needed ë answer ê question.
  182. üèWe can analyze this problem usïg LeChatelier's prïciple.èAs
  183. ê concentration ç Hó ïcreases, a greater stress is placed on ê left
  184. hå side ç ê half-reaction.èThe drivïg force for ê forward reac-
  185. tion (left ë right) ïcreases ï order ë relieve ê stress ç ê
  186. higher Hó concentration.èThe reduction potential will ïcrease.èMnO╣ú
  187. becomes a stronger oxidizïg agent at higher Hó concentrations.
  188. Ç A
  189.  8èWhat is ê effect ç [Hó] on ê oxidizïg strength ç BrO╕ú?
  190. èèèèèèèBrO╕ú + 6Hó + 6eú ─¥ Brú + 3H╖O, E°(cell) = 1.44 V.
  191.  
  192. èè A) The oxidizïg strength ç BrO╕ú is unaffected by [Hó] changes.
  193. èè B) BrO╕ú becomes a weaker oxidizïg agent as [Hó] ïcreases.
  194. èè C) BrO╕ú becomes a stronger oxidizïg agent as [Hó] ïcreases.
  195. èè D) More ïformation is needed ë answer ê question.
  196. üèWe can apply LeChatelier's prïciple ë this problem.èAs ê
  197. concentration ç Hó ïcreases, a greater stress is placed on ê left-
  198. hå side ç ê half-reaction.èThe drivïg force for ê forward reac-
  199. tion (left ë right) ïcreases ï order ë relieve ê stress ç ê
  200. higher [Hó].èThe reduction potential will ïcrease.èBrO╕ú becomes a
  201. stronger oxidizïg agent at higher Hó concentrations.
  202. Ç C
  203. äèPlease fïd ê unknown concentration ï ê followïg electrochemical cells.
  204. âèGiven ê cell Zn(s) + Feìó ─¥ Znìó + Fe(s), E°(cell) = 0.354 V.
  205. What is ê concentration ç Feìó ï a cell that has a cell voltage ç
  206. 0.366 V when [Znìó] = 0.050 M?èThe Nernst equation relates ê cell voltages å
  207. concentrations.èE(cell) = E°(cell) - (0.05916/n)*log(Q).èIn this reac-
  208. tion, n = 2.è0.366 = 0.354 - (0.05916/2)*log([Znìó]/[Feìó]).
  209. (0.366-0.354)*2/(-0.05916) = -0.4057 = log(0.050/[Feìó]).
  210. +0.4057 = log([Feìó]/0.050).è[Feìó] = .050*10òñÅòÉÆ = 0.13 M.
  211. éSèSo far we have used ê Nernst equation ë fïd nonståard
  212. state cell potentials at nonståard state conditions.èI hope that it is
  213. obvious that we can turn this around ë use nonståard state cell pot-
  214. entials ë fïd nonståard state concentrations or pressures.
  215. èè Let's consider ê a copper-silver cell.èCopper will reduce Agó ë
  216. Ag.èThe reaction is Cu(s) + 2Agó ─¥ Cuìó + 2Ag(s), E°(cell) = 0.4594 V.
  217.  
  218. The Nernst equation for ê cell is:
  219. èèèèèèèèèèèèèèè 0.05916èè í [Cuìó] ┐
  220. èèèèèèE(cell) = 0.4594 ─ ─────── log |────────|
  221. èèèèèèèèèèèèèèèèè2èèèè└ [Agó]ì ┘
  222. The value ç n is 2 because each copper loses 2 electrons.èEquivalently,
  223. each silver ion gaïs one electron, å êre are two silver ions ï ê
  224. reaction.èThe Cu(s) å Ag(s) do not appear ï ê Q term because êy
  225. are solids.
  226. èè What is ê concentration ç Agó ï a cell ï which ê [Cuìó] is
  227. 1.00 M å for which ê cell potential is 0.2511 V?èSubstitutïg ê
  228. known values ïë ê equation, we obtaï
  229. èèèèèèèèèèèèèèè0.05916èè í (1.00) ┐
  230. èèèèèè0.2511 = 0.4594 ─ ─────── log |────────|
  231. èèèèèèèèèèèèèèèè 2èèèè└ [Agó]ì ┘
  232.  
  233. We see that ê only unknown ï ê equation is ê concentration ç ê
  234. silver ion.èLet's manipulate ê log term.
  235. èè í (1.00) ┐
  236.  log |────────|è=èlog([Agó]úì)è= -2·log([Agó]).èPluggïg ê result 
  237. èè └ [Agó]ì ┘
  238. ïë our equation yields:
  239. èèèèèèèèèèèèèèè 0.05916
  240. èèèèèè0.2511 = 0.4594 ─ ─────── (-2)log([Agó])
  241. èèèèèèèèèèèèèèèèè2
  242.  
  243. èèèèèè0.2511 = 0.4594 ─ 0.05916·log([Agó])
  244. èèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèè0.2511 - 0.4594
  245. Rearrangïg ë get log([Agó] gives:èlog([Agó]) = ────────────────.
  246. èèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèèè0.05916
  247. èèèèèèèèèèèèèèèèèè log([Agó]) = -3.521
  248.  
  249. The silver ion concentration is found by takïg ê antilog ç -3.521.
  250.  
  251.     [Agó] = ╢╡-3.521è=è3.01x10úÅ M.
  252.  
  253. By measurïg ê cell voltage, we have been able ë obtaï ê concen-
  254. tration ç ê silver ion.èDo you know a routïe application ç this
  255. concept?èThe pH ç a solution is routïely obtaïed by measurïg ê 
  256. potential ç a "glass electrode" that is placed ï ê solution.
  257.  9èWhat is ê concentration ç Cuìó ï a cell that has a cell
  258. voltage ç +0.614 V when [Agó] = 0.10 M?èThe cell reaction is
  259.  
  260.     Cu(s) + 2Agó ─¥ Cuìó + 2Ag(s), E°(cell) = 0.459 V.
  261.  
  262. è A) 2.4x10úÉ Mèè B) 7.0x10úÄ Mèè C) 7x10úìî Mèè D) 5.8x10úô M
  263. üèConcentrations are related ë ê cell voltage through ê 
  264. Nernst equation.èèèèèèè0.05916èè í [Cuìó] ┐
  265. èèèèèèE(cell) = 0.459 ─ ─────── log |────────|
  266. èèèèèèèèèèèèèèèè 2èèèè└ [Agó]ì ┘
  267.  
  268. èèèèèè+0.614 =è0.459 - 0.02958*log{[Cuìó]/(0.10)ì}
  269. èèè 0.614-0.459
  270. èèè ─────────── =èlog{[Cuìó]/0.010}.è-5.24 = log{[Cuìó]/0.01}.
  271. èèèè-0.02958
  272. Takïg ê antilog yields [Cuìó]/0.010 = ╢╡-5.24 = 5.8x10úæ.
  273.  
  274. èèèè[Cuìó]= (0.010)(5.8x10úæ) = 5.8x10úô M
  275. Ç D
  276.  10èWhat is ê concentration ç Brú ï a cell that has a cell
  277. voltage ç +0.906 V when [Znìó] = 0.20 M?èThe cell reaction is
  278.  
  279. èè Zn(s) + 2AgBr(s) ─¥ Znìó + 2Ag(s) + 2Brú, E°(cell) = 0.834 V.
  280.  
  281. è A) 0.25 Mèè B) 0.061 Mèè C) 0.14 Mèè D) 0.33 M
  282. üèConcentrations are related ë ê cell voltage through ê 
  283. Nernst equation.èèèèèèè0.05916 
  284. èèèèèèE(cell) = 0.834 ─ ─────── log{[Znìó][Brú]ì}
  285. èèèèèèèèèèèèèèèè 2
  286.  
  287. èèèèèè+0.906 =è0.834 - 0.02958*log{(0.20)[Brú]ì}
  288. èèè 0.906-0.834
  289. èèè ─────────── =è-2.434 = log{(0.20)[Brú]ì}.
  290. èèèè-0.02958
  291. Takïg ê antilog yields (0.20)[Brú]ì = ╢╡-2.434 = 3.68x10úÄ
  292. èèèèèèèèí────────────────
  293. èèèè[Brú] = á(3.68x10úÄ/0.20)è=è0.14 M
  294. Ç C
  295.  11èWhat is ê value ç ê ratio [Feìó]/[FeÄó] ï a cell that
  296. has a cell voltage ç 0.O V when [Iú] = 0.10 M å [I╕ú] = 0.10 M?èThe
  297. cell reaction isè2FeÄó + 3Iú ─¥ 2Feìó + I╕ú, E°(cell) = 0.236 V.
  298.  
  299. è A) 9.8x10ìèèèèB) 0.63èèèèC) 9.5x10ÉèèèèD) 0.13
  300. üèConcentrations are related ë ê cell voltage through ê 
  301. Nernst equation.èèèèèèè0.05916èè┌ [Feìó]ì[I╕ú] ┐
  302. èèèèèèE(cell) = 0.236 ─ ─────── log|──────────────|
  303. èèèèèèèèèèèèèèèè 2èèè └ [FeÄó]ì[Iú]Ä ┘
  304. èèèèèèèèèèèèèèèèèèèè ┌ [Feìó]ì(0.10)è┐ 
  305. èèèèèèèèè0 = 0.236 - 0.02958*log|────────────────|
  306. èèèèèèèèèèèèèèèèèèèè └ [FeÄó]ì(0.10)Ä ┘
  307.  
  308. èèè-0.236 = -0.02958 *log{100*([Feìó]/[FeÄó])ì}
  309. èè (-0.236/-0.02958) = 7.98 = log{100*([Feìó]/[FeÄó])ì}
  310. Takïg ê antilog yields 100*([Feìó]/[FeÄó])ì = ╢╡7.98 = 9.5x10Æ
  311. èèèèèèèèèèè í─────────────
  312. èèè [Feìó]/[FeÄó] = á(9.5x10Æ/100)è=è9.8x10ì
  313. Ç A
  314. äèPlease fïd ê value ç ê equilibrium constant from ê ståard state cell potential.
  315. âèWhat is ê value ç ê equilibrium constant at 25°C for ê
  316. system:èCu(s) + 2Agó ─¥ Cuìó + 2Ag(s), E°(cell) = 0.459 V.èThe equili-
  317. brium constant is found usïg ê Nernst equation with ê cell potential
  318. set ë zero.èK = ╢╡(n·E°/0.05916).
  319.  
  320.     K = ╢╡(2·0.459/.05916) = 3.4x10îÉ.
  321. éSèApplyïg ê Nernst equation ë a system at equilibrium allows
  322. us ë calculate ê value ç ê equilibrium constant for ê system.
  323. The fïal state ç a process is ê equilibrium state.èAs a cell reaches
  324. equilibrium, its cell voltage goes ë zero.èAt equilibrium, E(cell) = 0.
  325. The Q term ï ê Nernst equation will contaï ê equilibrium concentra-
  326. tions å pressures.èAt equilibrium, E(cell) = 0 å Q = K, ê equili-
  327. brium constant.èReturnïg ë ê Nernst equation,
  328.  
  329.     E(cell) = E°(cell) - (0.05916/n)*log(Q) at 25°C.
  330.  
  331. Substitutïg ê equilibrium condition ïë ê Nernst equation gives
  332.  
  333.     èèè0 = E°(cell) - (0.05916/n)*log(K) at 25°C.
  334.  
  335. Rearrangïg, log(K) = n·E°(cell)/0.05916èat 25°C.èTakïg ê antilog,
  336.  
  337. we obtaïèK = ╢╡(n·E°(cell)/0.05916)èat 25°C.
  338. èè What is ê value ç ê equilibrium constant at 25°C for ê
  339. system: 2Feìó + Cl½è─¥ 2FeÄó + 2Clú,èE°(cell) = +0.588 V.
  340.  
  341. You know that you can calculate K usïgèK = ╢╡(n·E°(cell)/0.05916).
  342. You know E°(cell).èYou need ë determïe ê value ç n.èIron undergoes
  343. a one electron change å êre are two iron aëms ï ê reaction.
  344. n = 2.
  345. èèèèèK = ╢╡(2*0.588/0.05916) = ╢╡(19.878)
  346.  
  347. There are only three significant figures ï ê power ç ten.èThe 19
  348. fixes ê decimal poït leavïg only one significant figure.
  349.  
  350. èèèèèK = 7.55x10îö = 8x10îöèë ê correct number ç significant 
  351. èèèèèèèèèèèèèèèèèfigures.
  352.  12èWhat is ê value ç K at 25°C for ê reaction ç ê 
  353.  
  354. èè Daniell cell:Zn(s) + Cuìó ─¥ Znìó + Cu(s), E°(cell) = 1.103 V?
  355.  
  356. èè A) 1.9x10ÄÆèè B) 4.4x10îôèè C) 1.6x10ìèè D) 4.1x10îò
  357. üèWe can rearrange ê Nernst equation ë fïd ê equilibrium
  358. constant by solvïg for Q (equal ë K) when E(cell) = 0.èThe result is
  359. èè K = ╢╡(n·E°(cell)/0.05916) at 25°C.
  360. n = 2 ï ê reaction, because zïc loses two electrons.
  361.  
  362. èè K = ╢╡(2*1.103/0.05916).èK = 1.9x10ÄÆ.
  363. Ç A
  364.  13èWhat is ê value ç K at 25°C for ê reaction ç ê lead 
  365. sërage battery:
  366. PbO╖(s) + Pb(s) + 2Hó(aq) + 2HSO╣ú(aq) ──¥ 2PbSO╣(s) + 2H╖O(l), E°=2.041?
  367.  
  368. èè A) 3.2x10ÄÅèè B) 1.00x10æöèè C) 1.5x10ôèè D) 1.0x10îÄô
  369. üèWe can rearrange ê Nernst equation ë fïd ê equilibrium
  370. constant by solvïg for Q (equal ë K) when E(cell) = 0.èThe result is
  371. èè K = ╢╡(n·E°(cell)/0.05916) at 25°C.
  372. n = 2 ï ê reaction, because lead loses two electrons when formïg
  373. PbSO╣.
  374.  
  375. èè K = ╢╡(2*2.041/0.05916).èK = 9.98x10æô.èWe are justified ï two
  376.  
  377. significant figures ï our answer.èK = 1.00x10æö
  378. Ç B
  379.  14èWhat is ê value ç K at 25°C for ê reactionè
  380.  
  381. èè5Feìó + MnO╣ú + 8Hó ─¥ 5FeÄó + Mnìó + 4H╖O, E°(cell) = 0.721 V?
  382.  
  383. èè A) 2x10îìèè B) 2x10Äôèè C) 1x10îöîèè D) 9x10æò
  384. üèWe can rearrange ê Nernst equation ë fïd ê equilibrium
  385. constant by solvïg for Q (equal ë K) when E(cell) = 0.èThe result is
  386. èè K = ╢╡(n·E°(cell)/0.05916) at 25°C.
  387. n = 5 ï ê reaction, because Feìó loses one electron å êre are five
  388. Feìó's ï ê reaction.
  389.  
  390. èè K = ╢╡(5*0.721/0.05916).èK = 9x10æò.
  391. Ç D
  392.  
  393.  
  394.  
  395.  
  396.