Antwoord:
Beide reacties zijn spontaan.
Uitleg:
Je hebt eigenlijk te maken met twee redoxreacties, wat betekent dat je gemakkelijk kunt uitvogelen welke, als er al is, spontaan is door naar de standaard reductiepotentieel voor de halve reacties.
Neem de eerste reactie
#Cl_ (2 (g)) + 2Br _ ((aq)) ^ (-) -> Br_ (2 (l)) + 2Cl _ ((aq)) ^ (-) #
De standaard reductiepotentieel want de halve reacties zijn
#Br_ (2 (l)) + 2e ^ (-) rightleftharpoons 2Br _ ((aq)) ^ (-) #, # E ^ @ = "+1.09 V" #
#Cl_ (2 (g)) + 2e ^ (-) rightleftharpoons 2Cl _ ((aq)) ^ (-) #, # E ^ @ = "+1.36 V" #
Om de reactie te laten plaatsvinden, heb je chloor nodig om oxyderen het bromide anion tot vloeibare bromime, en worden gereduceerd tot het chloride anion in het proces.
Omdat chloor een heeft positiever #E ^ @ # waarde, het is meer dan alleen mogelijk om dat te doen. Dit betekent dat de eerste evenwichtsreactie daadwerkelijk naar de links, en de tweede evenwichtsreactie zal naar de rechts.
De standaard celpotentiaal voor de totale reactie zal dus zijn
#E_ "cel" ^ @ = E_ "kathode" ^ @ + E_ "anode" ^ @ #
#E_ "cel" ^ @ = "1.36 V" + underbrace ((- "1.09 V")) _ (kleur (blauw) ("omdat het evenwicht naar links beweegt!")) = "+0.27 V" #
De spontaniteit van de cel wordt door de vergelijking gegeven
# DeltaG ^ @ = -nF * E_ "cel" ^ @ #, waar
# N # - het aantal elektronen dat in de reactie is uitgewisseld;
# F # - Faraday's constante.
Dit vertelt je in feite dat, om de celreactie te zijn spontaan, #DeltaG ^ @ # moet zijn negatief, wat impliceert dat #E_ "cel" ^ @ # moet zijn positief.
Omdat dit het geval is voor de eerste reactie, is het inderdaad zo spontaan.
Dezelfde benadering kan worden gebruikt voor de tweede reactie.
#Br_ (2 (l)) + 2I _ ((aq)) ^ (-) -> I_ (2 (aq)) + 2Br _ ((aq)) ^ (-) #
Gebruik wederom de standaard elektrodepotentialen
#I_ (2 (s)) + 2e ^ (-) rightleftharpoons 2I _ ((aq)) ^ (-) #, # E ^ @ = "+0.54 V" #
#Br_ (2 (l)) + 2e ^ (-) rightleftharpoons 2Br _ ((aq)) ^ (-) #, # E ^ @ = "+1.09 V" #
Deze keer heb je broom nodig om oxyderen het jodide-anion tot jodium en worden in het proces gereduceerd. De positiever #E ^ @ # waarde voor broom reductie halve reactie bevestigt dat dit is wat er gaat gebeuren.
Het eerste evenwicht verschuift opnieuw naar de linksen het tweede evenwicht met de rechts. Dit betekent dat je dat hebt gedaan
#E_ "cel" ^ @ = E_ "kathode" ^ @ + E_ "anode" ^ @ #
#E_ "cel" ^ @ = "+1.09 V" + underbrace ((- "0.54 V")) _ (kleur (blauw) ("omdat het evenwicht naar links verschuift!")) = "+0.55 V" #
Nogmaals, a positief #E_ "cel" ^ @ # impliceert een negatief #DeltaG ^ @ #, en dus een spontane reactie.
