Wet van Nernst

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken

De vergelijking van Nernst beschrijft het verband tussen het potentiaalverschil tussen twee elektroden en de concentraties van de bij de elektrodereacties betrokken componenten. Daarmee is het een van de belangrijke formules in de elektrochemie. De formule kan gebruikt worden om de maximale spanning van een batterij te bepalen of de minimale spanning die nodig is om een elektrolyse tot stand te brengen.

Geschiedenis[bewerken]

Schematische voorstelling van een elektrochemische cel

De wet is vernoemd naar ontdekker Walther Nernst. De formule is in eerste instantie afgeleid om de bron- of celspanning van een echte elektrochemische cel theoretisch te kunnen berekenen. In een elektrochemische cel zijn steeds twee redoxkoppels aanwezig. In het voorbeeld hiernaast zijn dat Cu2+/Cuo[1] en Zn2+/Zno. Na het vastleggen van de standaard-waterstofelektrode als de referentie-elektrode is het gebruik ontstaan de bijdrage van de standaard waterstof-elektrode achterwege te laten en de vergelijking te noteren voor een halfreactie.

Thermodynamica[bewerken]

Voor de reactie

aA + bB \leftrightarrow cC + dD

met reactiequotiënt

 Q = \frac{{a_C}^c {a_D}^d} {{a_A}^a {a_B}^b}

of, bij benadering, concentratiebreuk

 Q = \frac{\left[C\right]^c \left[D\right]^d} {\left[A\right]^a \left[B\right]^b}

geldt de wet van Nernst:

E = E_0 - \frac{RT}{nF} \ln Q.

Bij 298 K geldt bij benadering:

E = E_0 - \frac{0,\!0591}{n} \log Q (want \frac{RT}{F} = \frac{8{,}314 \cdot 298}{96484{,}6} = 0{,}025678 en ln(10) = 2,30).

De vergelijking van Nernst is genoemd naar de Duitse natuurkundige chemicus Walther Nernst.

Nuvola single chevron right.svg Zie ook: Elektrodiffusie

Beperkingen[bewerken]

De elektrodepotentialen die men met de wet van Nernst kan uitrekenen zijn theoretische evenwichtswaarden. Wanneer men het experimenteel gaat verifiëren, klopt er meestal niet veel van. Dit komt doordat meerdere elektrochemische evenwichten tegelijk de potentiaal kunnen bepalen en dat leidt tot het instellen van een mengpotentiaal. Daarnaast speelt bij het instellen van het evenwicht de reactiesnelheid een rol. Vooral in gevallen waarin samengestelde ionen (bijvoorbeeld de deeltjes in het evenwicht Mn2+/MnO4 zijn in vergelijking met Fe2+/Fe3+ veel complexer en talrijker) een rol spelen is de instelling van het evenwicht vaak traag.

Het elektrochemische evenwicht met de grootste uitwisselingsstroomdichtheid (reactiesnelheid) is het meest bepalend voor de gemeten mengpotentiaal.

Nut van de formule[bewerken]

Vooral bij het voorspellen of een redoxreactie überhaupt kan verlopen speelt de vergelijking een belangrijke rol. Ook in gevallen dat metingen in vergelijkbare situaties gedaan worden is het vergelijken van de resultaten, ondanks de onder "Beperkingen" genoemde problemen, goed mogelijk. Voorbeelden daarvan zijn het gebruik van de vergelijking om het potentiaalverloop tijdens een potentiometrische titratie te beschrijven, of het gebruik van de potentiometrie om snel de pH van een oplossing te bepalen. Ook de relatie tussen de pH van een oplossing en de gemeten potentiaal met een pH-elektrode is prima in overeenstemming met de waarden die volgens de wet van Nernst gevonden zouden moeten worden.

Verwijzingen en referenties[bewerken]

  1. Het is niet noodzakelijk de lading van het metaal te vermelden. Door in situaties waar regelmatig met verschillende ladingen van het metaal gewerkt moet worden de lading wel aan te geven wordt expliciet gemaakt dat de lading niet "vergeten" is.