Уравнение Нернста

При условиях отличающихся от стандартных, численное значение равновесного электродного потенциала для окислительно-восстановительной системы, записанной в форме:

Ox + ne^– «Red,

где Ox - окисленная форма вещества, а Red - его восстановленная форма, определяется по уравнению Нернста:

(3).

где E_Ox/Red и E°_Ox/Red - соответственно электродный и стандартный электродный потенциалы системы; R - универсальная газовая постоянная; T - абсолютная температура; F - постоянная Фарадея; n - число электронов, участвующих в элементарном окислительно-восстановительном процессе (т.е. стехиометрический коэффициент, стоящий перед электронами в уравнении электрохимической реакции); [Ox] и [Red] - молярные концентрации соответственно окисленной и восстановленной форм соединения.

þ Индекс Ox от англ. oxidizer - окисилитель, индекс Red от англ. reducer - восстановитель

Уравнение Нернста названо в честь его открывателя - немецкого электрохимика, лауреата Нобелевской премии по химии, Вальтера Нернста.

Для удобства расчетов в уравнение Нернста можно подставить значения постоянных (R = 8,314 кДж/(моль^.К) и F = 96494 Кл/моль) и перейти от натуральных логарифмов к десятичным (умножая на 2.3). Тогда, при температуре 298К уравнение Нернста примет вид:

Рассмотрим приложение уравнения Нернста для двух практически важных электродов - металлического и водородного.

1) В случае металлического электрода, представляющего собой пластину соответствующего металла, погруженную в раствор соли данного металла, будет протекать следующая реакция:

Meⁿ⁺ + ne^– = Me.

При этом окисленной формой будут являться ионы металла: [Ox]=[Meⁿ⁺], а восстановленной формой - сам металл: [Red]=[Me]. Поскольку концентрация металла как твердого вещества, является константой, электродный потенциал будет определяться только концентрацией ионов металла, и уравнение Нернста имеет вид:

(4).

2) В случае водородного электрода, где протекает следующая реакция:

2H⁺ + 2e^- = H₂,

окисленной формой являются ионы водорода: [Ox]=[H⁺], а восстановленной формой - газообразный водород: [Red]=[H₂]. Так как газообразный водород непрерывно удаляется из зоны реакции, электродный потенциал определяется только концентрацией ионов водорода H⁺:

.

Поскольку стандартный потенциал водородного электрода равен нулю (E°(H⁺/H₂)=0В) и учитывая, что pH = -lg[H⁺], получаем:

E(H^+/H2) = -0.059pH

(5).

Формула (5) позволяет определять потенциал водородного электрода при различных значениях pH. Так, в нейтральной среде (рН = 7) E(H⁺/H₂) = -0,059^.7» -0,41В.

Дата добавления: 2014-01-07