Уравнение Нернста и клеточные потенциалы

Уравнение Нернста связывает равновесный потенциал электрода или ячейки с активностями участвующих окислительно-восстановительных частиц, количественно определяя, как изменение концентрации влияет на движущую силу электрохимической реакции.

Definition

Уравнение E = E° − (RT/nF) ln Q, описывающее равновесный потенциал электрохимической полуячейки или полной ячейки как функцию стандартного потенциала и реакционного частного активностей частиц.

Scope

Эта тема охватывает вывод и применение уравнения Нернста, значение стандартных электродных потенциалов, аддитивное построение клеточных потенциалов из полуреакций, а также зависимость потенциала от температуры и концентрации. Она включает использование уравнения для предсказания направления реакции, расчета констант равновесия по клеточным данным и интерпретации концентрационных элементов.

Core questions

• Как изменяется потенциал полуячейки при изменении концентраций окисленных и восстановленных частиц?
• Как полные клеточные потенциалы собираются из табличных потенциалов восстановления полуячеек?
• Как можно извлечь константы равновесия и свободные энергии из измеренных клеточных потенциалов?
• Что такое концентрационный элемент и как он генерирует потенциал из одного химического вида?

Key theories

Уравнение Нернста

Выведенное из приравнивания электрической и химической работы в равновесии, оно выражает электродный потенциал как логарифмическую функцию активностей частиц, сводящуюся к E° при единичной активности и предсказывающую сдвиг на 59 мВ на декаду на электрон при 25 °C.

Аддитивность потенциалов полуячеек

Стандартный потенциал полной ячейки равен потенциалу восстановления катода минус потенциал восстановления анода, оба отнесенные к стандартному водородному электроду, что позволяет предсказывать спонтанность по табличным значениям.

Clinical relevance

Уравнение Нернста регулирует работу pH-метров, ионоселективных электродов и биосенсоров, определяет напряжение холостого хода батарей и количественно описывает мембранные потенциалы в электрофизиологии. Оно является основой потенциометрического количественного анализа.

History

Вальтер Нернст вывел это соотношение в 1889 году, объединив термодинамику с осмотической теорией растворов, основываясь на работе ван 'т Хоффа по разбавленным растворам; эта формулировка стала центральной в физической химии и была отмечена Нобелевской премией 1920 года.

Key figures

• Walther Nernst
• Jacobus Henricus van 't Hoff

Seminal works

• nernst1889
• bard2001
• atkins2018

Frequently asked questions

Почему наклон Нернста составляет около 59 мВ на декаду при комнатной температуре?

Подстановка R, T = 298 K, F и преобразование натуральных логарифмов в десятичные дает 2.303RT/F ≈ 0.0592 В, поэтому каждое десятикратное изменение активности сдвигает потенциал одноэлектронного электрода примерно на 59 мВ.

Следует ли использовать в уравнении Нернста концентрации или активности?

Строго говоря, оно использует активности; концентрации являются приближением, действительным только в разбавленных растворах, и отклонения увеличиваются с ионной силой, поэтому коэффициенты активности важны в точной работе.