Nernst-egyenlet
Az elektrokémiában az Nernst- egyenlet megadja az elektróda egyensúlyi feszültségét ( E ) a részt vevő redox-pár standard potenciáljához ( E 0 ) képest . Csak akkor van értelme, ha az oldatban egyetlen redox-pár van jelen (ezért a Nernst-egyenlet vegyes potenciálokra nem vonatkozik ), és csak akkor, ha ennek a párnak mindkét faja jelen van.
Bemutatás
Vegye figyelembe a következő félreakciót:
x Ox+nem e-⇌y Piros{\ displaystyle x ~ \ mathrm {Ox} + n ~ \ mathrm {e ^ {-}} \ rightleftharpoons y ~ {\ text {Réd}}}
Ehhez a Nernst-egyenletet írjuk:
E=E0+(RTnemF)lnnál néloxxnál nélpirosy{\ displaystyle \ E = E ^ {0} + \ balra ({\ frac {RT} {nF}} \ jobbra) \ ln {\ frac {a _ {\ mathrm {ox}} ^ {x}} {a_ {\ text {red}} ^ {y}}}}
Vagy tizedes logaritmus használatával :
E=E0+RTnemF⋅ln(10.)⋅naplónál néloxxnál nélpirosy{\ displaystyle \ E = E ^ {0} + {\ frac {RT} {nF}} \ cdot \ ln \ bal (10 \ jobb) \ cdot \ log {\ frac {a _ {\ mathrm {ox}} ^ {x}} {a _ {\ text {red}} ^ {y}}}}
val vel:
-
E{\ displaystyle E}, az ox / vörös pár oxidációs-redukciós potenciálja voltban ;
-
E0{\ displaystyle E ^ {0}}, az ökör / vörös pár standard potenciálja;
-
R{\ displaystyle R}, ideális gázállandó , egyenlő 8,314 462 1 J mol −1 K −1 ;
-
T{\ displaystyle T}, Abszolút hőmérséklet a Kelvin ;
-
nem{\ displaystyle n}, Elektronok száma át a fél-reakció ;
-
F{\ displaystyle F}, Faraday-állandó , egyenlő 96 485 C mol -1-rel ;
-
nál nélox{\ displaystyle a _ {\ mathrm {ox}}}, az oxidálószer kémiai aktivitása ;
-
nál nélpiros{\ displaystyle a _ {\ text {red}}}, a redukálószer kémiai aktivitása .
Ami szobahőmérsékleten ( 25 ° C = 298,15 K ) megadja :
RTFln(10.)≈8.3145. J mol-1 K-1×298,15 K96485VS mol-1×2,3026.≈0,059160 J VS-1≈0,059 V{\ displaystyle {\ frac {R \; T} {F}} \, \ ln (10) \ kb {\ frac {8 {,} 314 \, 5 \ \ mathrm {J \ mol ^ {- 1} \ K ^ {- 1}} \ szor 298 {,} 15 \ \ mathrm {K}} {96 \, 485 \, \ mathrm {C \ mol ^ {- 1}}}} \ szor 2 {,} 302 \ , 6 \ kb 0 {,} 059 \, 160 \ \ mathrm {J \ C ^ {- 1}} \ kb 0 {,} 059 \ \ mathrm {V}}Ezért, ha a kémiai aktivitásokat a koncentrációkhoz is asszimiláljuk , gyakran a következő összefüggéseket találjuk 25 ° C-on :
E=E0+0,059nemnapló[ox]x[piros]y{\ displaystyle E = E ^ {0} + {\ frac {0 {,} 059} {n}} \ log {\ frac {[\ mathrm {ox}] ^ {x}} {[{\ text {red }}] ^ {y}}}}
⇔E=E0-0,059nemnapló[piros]y[ox]x{\ displaystyle \ Leftrightarrow E = E ^ {0} - {\ frac {0 {,} 059} {n}} \ log {\ frac {[{\ text {red}}] ^ {y}} {[\ mathrm {ox}] ^ {x}}}}
val vel:
-
E{\ displaystyle E}, az ox / vörös pár oxidációs-redukciós potenciálja voltban;
-
E0{\ displaystyle E ^ {0}}, az ökör / vörös pár standard potenciálja;
-
nem{\ displaystyle n}, a félreakcióban átvitt elektronok száma;
-
[ox]{\ displaystyle [\ mathrm {ox}]}, oxidálószer moláris koncentrációja ;
-
[piros]{\ displaystyle [{\ text {red}}]}, redukálószer moláris koncentrációja.
Történelem
A Nernst-egyenlet Walther Nernst német vegyészre utal, aki elsőként fogalmazta meg, 1889-ben.
Megjegyzések
Néha bevezetik a kifejezést .
f=FRT{\ displaystyle f = {\ frac {F} {R \, T}} \, \!}
Ezután a Nernst-egyenletet a következő formában írják át:
E=E0-(nemf)-1lnnál nélpirosynál néloxx{\ displaystyle E = E ^ {0} - {(nf)} ^ {- 1} \ ln {\ frac {a _ {\ text {red}}} ^ {y}} {a _ {\ mathrm {ox }} ^ {x}}}}Vegye figyelembe, hogy ugyanez az f kifejezés az alábbi formában is felírható:
f=NEMNÁL NÉLeNEMNÁL NÉLkBT=ekBT{\ displaystyle f = {\ frac {N _ {\ text {A}} e} {N _ {\ text {A}} k _ {\ text {B}} T}} = {\ frac {e} { k _ {\ text {B}} T}}}val vel:
Az akkumulátor elektromotoros erejét (a híres „potenciálkülönbséget”), amelyet leggyakrabban e- vel jelölnek, és voltban kifejezve, az elektromos potenciálok a következő összefüggéssel határozzák meg:
e = E (pár, amelynek eleme elektronokat nyer) - E (pár, amelynek eleme elektronokat veszít)
vagy:
e = E (redukált elem) - E (oxidált elem)
E (pár) egy pár elektromos potenciáljának kijelölése voltban kifejezve és Nernst törvénye alapján meghatározva. Például, abban az esetben egy Daniell cella (réz betét), van e = E (Cu 2+ / Cu) - E (Zn 2+ / Zn) = 0,34 - (-0,76) = 1,10 V a 25 ° C , a végső reakció: Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu, amelyben a réz redukálódik, mivel elektronokat nyer, és a cink oxidálódik, mivel elektronokat veszít. Így a réz (II) ion az oxidálószer, a fém cink pedig a redukálószer.
Kapcsolódó cikkek
<img src="https://fr.wikipedia.org/wiki/Special:CentralAutoLogin/start?type=1x1" alt="" title="" width="1" height="1" style="border: none; position: absolute;">