1. Identificeer de halfreacties

* aluminium (AL) zal fungeren als de anode (oxidatie treedt op):

AL (s) → al³⁺ (aq) + 3e⁻

* koper (cu) zal fungeren als de kathode (reductie treedt op):

Cu²⁺ (aq) + 2e⁻ → cu (s)

2. Zoek standaardreductiepotentialen op

U hebt een tabel met standaardreductiepotentialen (E °) nodig om de waarden voor elke halfreactie te vinden. Hier zijn de typische waarden:

* Al³⁺ (aq) + 3e⁻ → al (s) e ° =-1.66 V

* Cu²⁺ (aq) + 2e⁻ → cu (s) e ° =+0.34 v

3. Bepaal de totale celreactie

* Omdat aluminium een ​​meer negatief reductiepotentieel heeft, zal het worden geoxideerd (het omgekeerde van de reductiereactie).

* Om de elektronen in evenwicht te brengen, vermenigvuldigt u de aluminium halfreactie met 2 en de koperhalfreactie met 3:

* 2al (s) → 2Al³⁺ (aq) + 6e⁻

* 3cu²⁺ (aq) + 6e⁻ → 3cu (s)

* De algehele celreactie is:

2al (s) + 3Cu²⁺ (aq) → 2Al³⁺ (aq) + 3Cu (s)

4. Bereken het standaard celpotentiaal (EMF)

De EMF van de cel is het verschil tussen de standaardreductiepotentialen van de kathode en de anode. Vergeet niet dat het potentieel van de anode is omgekeerd:

Emf =e ° (kathode) - e ° (anode)

Emf =+0.34 V - (-1.66 V)

emf =+2,00 V

Daarom is de standaard EMF van deze voltaische cel +2,00 v.

Belangrijke opmerking: Deze berekening veronderstelt standaardomstandigheden (25 ° C, 1 atm, 1 m concentratie ionen). De werkelijke EMF kan variëren, afhankelijk van de werkelijke concentraties van de ionen in oplossing.