Nernst ligning
I elektrokjemi gir Nernst- ligningen likevektsspenningen ( E ) til elektroden i forhold til standardpotensialet ( E 0 ) til det involverte redoks-paret . Det er bare fornuftig hvis et enkelt redoks-par er til stede i løsningen (Nernst-ligningen derfor gjelder ikke blandede potensialer ) og bare hvis begge artene av dette paret er til stede.
Presentasjon
Tenk på følgende halvreaksjon:
x Ox+ikke e-⇌y rød{\ displaystyle x ~ \ mathrm {Ox} + n ~ \ mathrm {e ^ {-}} \ rightleftharpoons y ~ {\ text {Réd}}}
For dette er Nernst-ligningen skrevet:
E=E0+(RTikkeF)lnpåoxxpårødy{\ displaystyle \ E = E ^ {0} + \ left ({\ frac {RT} {nF}} \ right) \ ln {\ frac {a _ {\ mathrm {ox}} ^ {x}} {a_ {\ text {red}} ^ {y}}}}
Eller ved hjelp av desimallogaritmen :
E=E0+RTikkeF⋅ln(10)⋅Loggpåoxxpårødy{\ displaystyle \ E = E ^ {0} + {\ frac {RT} {nF}} \ cdot \ ln \ left (10 \ right) \ cdot \ log {\ frac {a _ {\ mathrm {ox}} ^ {x}} {a _ {\ text {red}} ^ {y}}}}
med:
-
E{\ displaystyle E}, oksidasjonsreduksjonspotensial for oksen / rødt par i volt ;
-
E0{\ displaystyle E ^ {0}}, standardpotensial for oksen / det røde paret;
-
R{\ displaystyle R}, ideell gasskonstant , lik 8,314 462 1 J mol −1 K −1 ;
-
T{\ displaystyle T}, absolutt temperatur i Kelvin ;
-
ikke{\ displaystyle n}, antall elektroner overført i halvreaksjonen ;
-
F{\ displaystyle F}, Faraday konstant , lik 96 485 C mol −1 ;
-
påox{\ displaystyle a _ {\ mathrm {ox}}}, kjemisk aktivitet av oksidanten ;
-
pårød{\ displaystyle a _ {\ text {red}}}, kjemisk aktivitet av reduksjonsmidlet .
Som gir ved romtemperatur ( 25 ° C = 298,15 K ):
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) \ approx {\ frac {8 {,} 314 \, 5 \ \ mathrm {J \ mol ^ {- 1} \ K ^ {- 1}} \ times 298 {,} 15 \ \ mathrm {K}} {96 \, 485 \, \ mathrm {C \ mol ^ {- 1}}}} \ times 2 {,} 302 \ , 6 \ ca 0 {,} 059 \, 160 \ \ mathrm {J \ C ^ {- 1}} \ approx 0 {,} 059 \ \ mathrm {V}}Dette er grunnen til at hvis vi også assimilerer den kjemiske aktiviteten til konsentrasjonene , ofte finner vi følgende forhold, gyldige ved 25 ° C :
E=E0+0,059ikkeLogg[ox]x[rød]y{\ displaystyle E = E ^ {0} + {\ frac {0 {,} 059} {n}} \ log {\ frac {[\ \ mathrm {ox}] ^ {x}} {[{\ text {red }}] ^ {y}}}}
⇔E=E0-0,059ikkeLogg[rød]y[ox]x{\ displaystyle \ Leftrightarrow E = E ^ {0} - {\ frac {0 {,} 059} {n}} \ log {\ frac {[{\ text {red}}] ^ {y}} {[\ mathrm {ox}] ^ {x}}}}
med:
-
E{\ displaystyle E}, oksidasjonsreduksjonspotensial for oksen / rødt par i volt;
-
E0{\ displaystyle E ^ {0}}, standardpotensial for oksen / det røde paret;
-
ikke{\ displaystyle n}, antall elektroner overført i halvreaksjonen;
-
[ox]{\ displaystyle [\ mathrm {ox}]}, Molar konsentrasjon av oksydasjonsmiddel;
-
[rød]{\ displaystyle [{\ text {red}}]}molær konsentrasjon av reduksjonsmiddel.
Historie
Nernst-ligningen refererer til den tyske kjemikeren Walther Nernst som var den første som formulerte den, i 1889.
Merknader
Noen ganger introduseres begrepet .
f=FRT{\ displaystyle f = {\ frac {F} {R \, T}} \, \!}
Nernst-ligningen blir deretter omskrevet i form:
E=E0-(ikkef)-1lnpårødypåoxx{\ displaystyle E = E ^ {0} - {(nf)} ^ {- 1} \ ln {\ frac {a _ {\ text {red}}} ^ {y}} {a _ {\ mathrm {ox }} ^ {x}}}}Merk at det samme begrepet f også kan skrives i form:
f=IKKEPÅeIKKEPÅkBT=ekBT{\ displaystyle f = {\ frac {N _ {\ text {A}} e} {N _ {\ text {A}} k _ {\ text {B}} T}} = {\ frac {e} { k _ {\ text {B}} T}}}med:
Batteriets elektromotoriske kraft (den berømte "potensielle forskjellen"), ofte betegnet e og uttrykt i volt , er definert av de elektriske potensialene ved følgende forhold:
e = E (par hvis element får elektroner) - E (par hvis element mister elektroner)
eller:
e = E (redusert element) - E (oksidert element)
E (par) betegner det elektriske potensialet til et par, uttrykt i volt og bestemt ved hjelp av Nernsts lov. For eksempel, når det gjelder en Daniell-celle (med kobberavsetning), har vi e = E (Cu 2+ / Cu) - E (Zn 2+ / Zn) = +0,34 - (−0,76) = 1,10 V ved 25 ° C , den siste reaksjonen er: Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu, hvor kobberet er redusert siden det får elektroner, og sink oksideres, siden det mister elektroner. Dermed er kobber (II) ionet oksidant, og metallisk sink er reduksjonsmiddel.
Relaterte artikler
<img src="https://fr.wikipedia.org/wiki/Special:CentralAutoLogin/start?type=1x1" alt="" title="" width="1" height="1" style="border: none; position: absolute;">