Nernst-Gleichung

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Die Nernst-Gleichung beschreibt die Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials eines Redox-Paares (Ox + z e^- $\rightarrow$ Red)

$E = E^\circ + \frac{RT}{z_e F}\ln\frac{a_{Ox}}{a_{Red}}$

$E$	Elektrodenpotenzial
$E$ °	Standardelektrodenpotenzial
$R$	Universelle oder molare Gaskonstante, R = 8,31447 J mol^-1 K^-1
$T$	absolute Temperatur (=Temperatur in Kelvin)
$z e$	Anzahl der übertragenen Elektronen (auch Äquivalentzahl)
$F$	Faraday-Konstante, F = 96485,34 C mol^-1
$a$	Aktivität des betreffenden Redox-Partners

Inhaltsverzeichnis

1 Interpretation und Bedeutung
2 Alternative Formulierungen
- 2.1 Spezielle (historische) Nernst-Gleichung
- 2.2 Allgemeine Nernst-Gleichung (Herleitung)
3 Anwendung

[Bearbeiten] Interpretation und Bedeutung

Galvanische Zelle

Jede Kombination von zwei Elektroden nennt man Galvanische Zelle (z. B. Batterien, Akkus oder auch biologische Zellen). Ihre Leerlaufspannung U₀ (historisch: Elektromotorische Kraft) ist gleich der Potenzialdifferenz $Δ$ E der Elektroden, die bei Anwendung der Nernst-Gleichung auf die Halbzellen als U₀ = $Δ$ E = E_Akzeptor - E_Donator berechnet werden kann. Analog erlaubt sie die Berechnung der sich einstellenden Gleichgewichtsaktivitäten, wenn an die Halbzellen eine Spannung angelegt wird.

Die Nernst-Gleichung besitzt zentrale Bedeutung in der Elektrochemie, Galvanik und Elektroanalytik, weil sie die elektrische Größe Spannung (bzw. Elektrodenpotenzial) mit der chemischen Größe Konzentration verbindet. Sie ist streng nur gültig für Zellen ohne Überführung und stromlose Vorgänge, bietet aber einen Ausgangspunkt für die Herleitung von Gleichungen in stromdurchflossenen elektrochemischen Systemen.

[Bearbeiten] Alternative Formulierungen

Die Bezeichnung Nernst-Gleichung wird je nach Anwendung für verschiedene abgeleitete oder erweiterte Gleichungen benutzt.

[Bearbeiten] Spezielle (historische) Nernst-Gleichung

Die ursprüngliche Form leitete im Jahr 1889 der deutsche Physiker und Chemiker Walther Nernst unter Verwendung von Konzentrationen c ab.

$E = E^\circ + \frac{RT}{z_e F}\ln\frac{c_{Ox}}{c_{Red}}$

Diese Formulierung wird seither als brauchbare Näherung benutzt.

[Bearbeiten] Allgemeine Nernst-Gleichung (Herleitung)

Für die Änderung der Gibbs-Energie (Freien Enthalpie) $Δ$ _RG einer chemischen Reaktion, an der k Stoffe A_1k gemäß

ν

₁A₁ +

ν

₂A₂ + $\cdots\longrightarrow\cdots$ +

ν

_k-1A_k-1 +

ν

_kA_k

beteiligt sind, gilt

$\Delta_\mathrm{R}G = \Delta_\mathrm{R}G^\circ + RT\,\ln\prod_{i=1}^k \left\{a_i\right\}^{\nu_i}$

$\left\{a_i\right\}$	auf die Standardaktivität bezogene Aktivität des Stoffes i
$ν i$	stöchiometrischer Koeffizient des Stoffes i in der Reaktionsgleichung (negativ für Edukte)

$Δ$ _RG ist die bei konstantem Druck und konstanter Temperatur aus der Reaktion maximal gewinnbare Arbeit, die vollständig in nutzbare elektrische Arbeit umgewandelt werden kann. Aufgrund des Energieerhaltungssatzes gilt

$\Delta_\mathrm{R}G = - z_e\,F\,\Delta E$

was in der allgemeinen Nernst-Gleichung resultiert

$\Delta E = \Delta E^\circ - \frac{RT}{z_e F}\,\ln\prod_{i=1}^k \left\{a_i\right\}^{\nu_i}$

Die allgemeine Nernst-Gleichung erlaubt für die betrachtete Reaktion die Berechnung der Gleichgewichtskonstanten (für $Δ$ E = 0), Richtung (freiwillig für $Δ$ E > 0, erzwungen für $Δ$ E < 0) und Spannung $Δ$ E, die die Reaktion liefert, wenn man ihre Redox-Teilreaktionen in getrennten Halbzellen ablaufen lässt.

siehe auch: chemisches Potenzial, elektrochemisches Potenzial

[Bearbeiten] Anwendung

Für die Potentiometrische Titration

[Bearbeiten] Reduktion

Für die Reduktion

Ox + z_e e^- $\rightarrow$ Red

geht die allgemeine Form unmittelbar in die erstgenannte Gleichung über. Diese Identität hat zwei praktische Bedeutungen:

Die elektrochemische Spannungsreihe listet prinzipiell Reduktionen.
Da man jede chemische Reaktion in Oxidations- und Reduktionsteilreaktionen von Redox-Paaren zerlegen kann, ist ΔE die Summe der mit den zugehörigen stöchiometrischen Koeffizienten multiplizierten Nernst-Gleichungen für die Teilreaktionen. Dabei gehen die Oxidationsteilreaktionen mit negativem stöchiometrischen Koeffizienten ein.

[Bearbeiten] Knallgasreaktion

Die Teilreaktionen der sogenannten Knallgasreaktion

2 H₂ + O₂ $\rightarrow$ 2 H₂O

laufen als Oxidation

2 H₂ $\rightarrow$ 4 H⁺ + 4 e^-

bzw. Reduktion

O₂ + 4 H⁺ + 4 e^- $\rightarrow$ 2 H₂O

räumlich getrennt in Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzellen ab. Die damit erzielbare Spannung kann mit der Nernst-Gleichung berechnet werden und beträgt unter Standardbedingungen ΔE⁰ = 1,23 V.

[Bearbeiten] Konzentrationselemente

Zink-konzentrationselement

Ein Konzentrationselement besteht aus zwei Halbzellen, die Elektrolyte mit den gleichen Bestandteilen enthalten, aber mit unterschiedlicher Konzentration. Es eignet sich daher besonders zur Demonstration der Nernst-Gleichung.

Ein Beispiel ist ein Zink-Konzentrationselement aus zwei Zinkelektroden und zwei Zinksalzlösungen, die sich nur in der Konzentration unterscheiden. Bei Stromfluss gleichen sich dann die Konzentrationen in den Zellen an, denn es laufen dann folgende Reaktionen ab:

Die Reduktion in der Halbzelle mit der größeren Zinkionenkonzentration c_g:

Zn²⁺ (c_g) + 2e^- $\rightarrow$ Zn

Die Oxidation in der Halbzelle mit der kleineren Metallionenkonzentration c_k:

Zn $\rightarrow$ Zn²⁺ (c_k) + 2e^-

Anhand der Nernst-Gleichungen für die Teilreaktionen oder mit der allgemeinen Nernst-Gleichung der Gesamtreaktion erhält man für die Spannung ΔE des Zink-Konzentrationselements:

$\Delta E = -\frac{RT}{2F}\ln\frac{c_\mathrm{k}(\mathrm{Zn}^{2+})}{c_\mathrm{g}(\mathrm{Zn}^{2+})}$

Allgemein gilt für die Spannung eines Konzentrationselements:

$\Delta E = \frac{RT}{z_e F}\ln\frac{a_\mathrm{g}}{a_\mathrm{k}}$ .

Im Temperaturbereich von 22 bis 26°C gilt:

$\Delta E = \frac{0,059 V}{z_e}\lg\frac{a_\mathrm{g}}{a_\mathrm{k}}$ .

[Bearbeiten] pH-Wert

Betrachten wir H⁺-Konzentrations-Elemente ( $n e = 1$ ), dann geht die Nernst-Gleichung bei Zimmertemperatur (T = 298,15 K ≙ 25°C), Umwandlung des natürlichen Logarithmus in den dekadischen Logarithmus (lg a(H⁺) = ln a(H⁺) / ln 10) und unter Beachtung der Definition des pH-Wertes (pH = -lg a(H⁺)) in die Form

$\Delta E = 0,059\,\mathrm{V}\, (\mathrm{pH}_1 - \mathrm{pH}_2)$

über. Glaselektroden zur pH-Messung stellen im Prinzip solche H⁺-Konzentrations-Elemente dar. In ihnen befindet sich eine Lösung mit bekanntem pH-Wert. Wird Kontakt zu einer Lösung mit unbekanntem pH-Wert hergestellt, misst das zugehörige Messgerät eine Spannung, die mit dem Faktor 0,059 V direkt in einen pH-Wert umgerechnet und angezeigt wird. Der Faktor kann herstellungsbedingt variieren und muss vor der Verwendung kalibriert werden, liegt jedoch immer nahe 0,059 V.

[Bearbeiten] Lambdasonden

Bei einer Lambdasonde, deren Sensorelement für Sauerstoffionen leitfähig ist, stellt sich aufgrund des Konzentrationsgefälles des Sauerstoffes zwischen Luft und Abgas eine Spannung ein, die benutzt wird um mit der Lambdaregelung ein gewünschtes Gemisch einzustellen.

[Bearbeiten] Nernst-Gleichung in der Biologie

In biologischen Systemen trennen Zellmembranen Bereiche unterschiedlicher Ionenkonzentrationen ab. Ist die Membran für ein bestimmtes Ion selektiv permeabel, wird es entlang des Konzentrationsgradienten diffundieren, gleichzeitig entsteht aber, da das Ion geladen ist, eine Spannung (Ruhemembranpotenzial). Mit der Nernst-Gleichung lässt sich die Gleichgewichtslage dieses Vorgangs beschreiben.

Gebräuchlich ist eine vereinfachte Form der Gleichung, bei der R, F und T (37°C) sowie der Umrechnungsfaktor zum dekadischen Logarithmus in eine Konstante gefasst werden:

$E = -\frac{61,54\,\mathrm{mV}}{z_e}\lg\frac{c_\mathrm{innen}}{c_\mathrm{aussen}}$