De Nernst-vergelijking

Een zink-koper galvanische cel heeft onder standaardomstandigheden een celpotentiaal van 1, 10 volt en een ΔG-waarde van 212 kilojoule, wat aangeeft dat hij spontaan werkt. Omdat de concentratie van de reactant echter verandert tijdens het ontladen van de cel, leidt dit tot een geleidelijke afname van het celpotentieel totdat de reactie volledig stopt. Dergelijke omstandigheden worden niet-standaard genoemd.

Hier zijn de vastgestelde standaardwaarden van celpotentiaal, Gibbs vrije energie en de evenwichtsconstante niet langer geldig. Bij veel reacties komen niet-standaard condities voor, variërend van redoxreacties tot ionengradiënten in neuronale membranen. Maar hoe wordt in dergelijke systemen een nauwkeurig celpotentieel bepaald?

Als de concentratie van een reactant hoger is, en de concentratie van een product is kleiner in vergelijking met standaardomstandigheden, dan wordt het principe van Le Châtelier gebruikt om de richting van de reactie kwalitatief te bepalen;het kan echter niet worden gebruikt voor het kwantificeren van het afwijkende celpotentieel. Dit vereist dus het tot stand brengen van een verband tussen de celpotentialen voor cellen onder standaard-en niet-standaardomstandigheden. Bedenk dat de veranderingen in vrije energie onder standaard-en niet-standaardomstandigheden verband houden.

Het vervangen van de vergelijking van verandering in vrije energie door de celpotentiaal resulteert in een aangepaste vergelijking die bekend staat als de vergelijking van Nernst. De vergelijking van Nernst bepaalt hoe de celpotentiaal verschilt van de standaardwaarde, afhankelijk van het aantal overgedragen elektronen, temperatuur en reactiesamenstelling. Het reactiequotiënt Q verklaart de verandering in vrije energie als gevolg van het verschil in de samenstelling van de reactiemengsels.

Als reactanten vast zijn, wordt Q weggelaten. Onder standaardtoestandsomstandigheden is de waarde van Q eenheid en is de concentratie van reactanten en producten gelijk. De logaritme van één is nul, dus het celpotentieel is gelijk aan het standaardcelpotentieel.

Een Q-waarde kleiner dan één duidt op een hogere concentratie van reactanten in vergelijking met producten, waardoor het evenwicht naar rechts verschuift, waardoor het celpotentieel toeneemt. Een Q-waarde groter dan één duidt op een hogere productconcentratie tot reactant, waardoor de reactie naar links wordt gestuurd en het celpotentieel wordt verlaagd. Bij evenwicht is de Q-waarde gelijk aan K en wordt de celpotentiaal nul.

De vergelijking van Nernst verklaart waarom elektrochemische batterijen na ontlading sterven"naarmate de reactantconcentratie afneemt, nadert de cel de evenwichtstoestand en neemt zijn potentiaal af tot nul.