Ecuația Nernst
În electrochimie , ecuația Nernst dă tensiunea de echilibru ( E ) a electrodului în raport cu potențialul standard ( E 0 ) al cuplului redox implicat . Are sens doar dacă un singur cuplu redox este prezent în soluție (ecuația Nernst deci nu se aplică potențialelor mixte ) și numai dacă sunt prezente ambele specii din această pereche.
Prezentare
Luați în considerare următoarea jumătate de reacție:
X OX+nu e-⇌y roșu{\ displaystyle x ~ \ mathrm {Ox} + n ~ \ mathrm {e ^ {-}} \ rightleftharpoons y ~ {\ text {Réd}}}
Pentru aceasta, ecuația Nernst este scrisă:
E=E0+(RTnuF)lnlaoXXlaroșuy{\ displaystyle \ E = E ^ {0} + \ left ({\ frac {RT} {nF}} \ right) \ ln {\ frac {a _ {\ mathrm {ox}} ^ {x}} {a_ {\ text {red}} ^ {y}}}}
Sau, folosind logaritmul zecimal :
E=E0+RTnuF⋅ln(10)⋅ButurugalaoXXlaroșuy{\ displaystyle \ E = E ^ {0} + {\ frac {RT} {nF}} \ cdot \ ln \ left (10 \ right) \ cdot \ log {\ frac {a _ {\ mathrm {ox}} ^ {x}} {a _ {\ text {red}} ^ {y}}}}
cu:
-
E{\ displaystyle E}, potențial de oxidare-reducere a cuplului bou / roșu în volți ;
-
E0{\ displaystyle E ^ {0}}, potențialul standard al cuplului bou / roșu;
-
R{\ displaystyle R}, constantă de gaz ideală , egală cu 8,314 462 1 J mol −1 K −1 ;
-
T{\ displaystyle T}, temperatura absolută în Kelvin ;
-
nu{\ displaystyle n}, numărul de electroni transferați în semi-reacție ;
-
F{\ displaystyle F}, Constanta Faraday , egală cu 96 485 C mol -1 ;
-
laoX{\ displaystyle a _ {\ mathrm {ox}}}, activitatea chimică a oxidantului ;
-
laroșu{\ displaystyle a _ {\ text {red}}}, activitatea chimică a agentului reducător .
Ceea ce dă, la temperatura camerei ( 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 \ approx 0 {,} 059 \, 160 \ \ mathrm {J \ C ^ {- 1}} \ approx 0 {,} 059 \ \ mathrm {V}}Acesta este motivul pentru care, dacă asimilăm și activitățile chimice la concentrații , găsim adesea următoarele relații, valabile la 25 ° C :
E=E0+0,059nuButuruga[oX]X[roșu]y{\ displaystyle E = E ^ {0} + {\ frac {0 {,} 059} {n}} \ log {\ frac {[\ mathrm {ox}] ^ {x}} {[{\ text {red }}] ^ {y}}}}
⇔E=E0-0,059nuButuruga[roșu]y[oX]X{\ displaystyle \ Leftrightarrow E = E ^ {0} - {\ frac {0 {,} 059} {n}} \ log {\ frac {[{\ text {red}}] ^ {y}} {[\ mathrm {ox}] ^ {x}}}}
cu:
-
E{\ displaystyle E}, potențial de oxidare-reducere a cuplului bou / roșu în volți;
-
E0{\ displaystyle E ^ {0}}, potențialul standard al cuplului bou / roșu;
-
nu{\ displaystyle n}, numărul de electroni transferați în semi-reacție;
-
[oX]{\ displaystyle [\ mathrm {ox}]}, concentrația molară de oxidant;
-
[roșu]{\ displaystyle [{\ text {red}}]}, concentrația molară a agentului reducător.
Istorie
Ecuația lui Nernst se referă la chimistul german Walther Nernst care a fost primul care a formulat-o, în 1889.
Observații
Uneori se introduce termenul .
f=FRT{\ displaystyle f = {\ frac {F} {R \, T}} \, \!}
Ecuația Nernst este apoi rescrisă sub forma:
E=E0-(nuf)-1lnlaroșuylaoXX{\ displaystyle E = E ^ {0} - {(nf)} ^ {- 1} \ ln {\ frac {a _ {\ text {red}}} ^ {y}} {a _ {\ mathrm {ox }} ^ {x}}}}Rețineți că același termen f poate fi scris și sub forma:
f=NULAeNULAkBT=ekBT{\ displaystyle f = {\ frac {N _ {\ text {A}} e} {N _ {\ text {A}} k _ {\ text {B}} T}} = {\ frac {e} { k _ {\ text {B}} T}}}cu:
Forța electromotivă a bateriei (celebra „diferență de potențial”), de cele mai multe ori notată e și exprimată în volți , este definită de potențialele electrice prin următoarea relație:
e = E (cuplul al cărui element câștigă electroni) - E (cuplul al cărui element pierde electroni)
sau:
e = E (element redus) - E (element oxidat)
E (cuplu) desemnând potențialul electric al unui cuplu, exprimat în volți și determinat folosind legea lui Nernst. De exemplu, în cazul unei celule Daniell (cu depozit de cupru), avem e = E (Cu 2+ / Cu) - E (Zn 2+ / Zn) = +0,34 - (−0,76) = 1,10 V la 25 ° C , reacția finală fiind: Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu, în care cuprul se reduce deoarece câștigă electroni, iar zincul se oxidează, deoarece pierde electroni. Astfel, ionul cupru (II) este oxidantul, iar zincul metalic este agentul reducător.
Articole similare
<img src="https://fr.wikipedia.org/wiki/Special:CentralAutoLogin/start?type=1x1" alt="" title="" width="1" height="1" style="border: none; position: absolute;">