Por que o Delta G é negativo para reações de eletrólise?

Responda:

#DeltaG ^ @> 0 # mas depois de aplicar um potencial #E_ (célula)> = 2.06V # de uma fonte de energia externa, # DeltaG # torna-se negativo e a reação será espontânea.

Explicação:

Vamos discutir o exemplo da eletrólise da água.

Na eletrólise da água, são produzidos gases de hidrogênio e oxigênio.

O ânodo e as semi-reações do catodo são as seguintes:

Ânodo: # 2H_2O-> O_2 + 4H ^ (+) + 4e ^ (-) "" "-E^@=-1.23V#

Cátodo: # 4H_2O + 4e ^ (-) -> 2H_2 + 4OH ^ - "" E^@=-0.83V#

Reação líquida: # 6H_2O-> 2H_2 + O_2 + underbrace (4 (H ^ (+) + OH ^ -)) _ (4H_2O) #

# 2H_2O-> 2H_2 + O_2 "" E_ (célula) ^ @ = - 2.06V #

Um potencial celular negativo implica um processo não espontâneo e, portanto, #DeltaG ^ @> 0 #.

Note que a relação entre #DeltaG ^ @ # e #E ^ @ # É dado por:

#DeltaG ^ @ = - nFE ^ @ #

Onde, # n # é o número de elétrons transferidos durante a redox, que é # n = 4 # nesse caso, e # F = 96485C / ("mol" e ^ -) # é a constante de Faraday.

Portanto, desde #E ^ @ <0 # # => DeltaG ^ @> 0 #

Porque #DeltaG ^ @> 0 #, assim, depois de aplicar um potencial #E_ (célula)> = 2.06V # de uma fonte de energia externa, # DeltaG # torna-se negativo e a reação será espontânea.

Observe que, # DeltaG = -nFE #

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