Уравнение Нернста.

Это уравнение позволяет рассчитать электродный потенциал любой окислительно-восстановительной системы, находящейся в нестандартных условиях, от концентрации окисленной и восстановленной форм веществ и температуры.

Е = Е⁰ + RT/nF lnC^x_ox/C^y_red , где Е – электродный потенциал любой ОВС; Е⁰ – стандартный электродный потенциал процесса при концентрации 1моль/1000гН₂; F = 96485Кл/моль; n – число передаваемых в электронной полуреакции электронов; R = 8,31Дж/мольК – универсальная газовая постоянная; Т – температура, К; C^x_ox и C^y_red – концентрации окисленной и восстановленной форм; х и у – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Для стандартных условий эта зависимость отконцентрации приобретает вид: Е = Е⁰ + 0,059/n lgC^x_ox/C^y_red.

Для металлического электрода, концентрацией восстановленной формы C^y_red можно пренебречь, т.к. концентрация металла в растворе практически равна нулю: Е = Е⁰ + 0,059/n lgC^x_ox.

Для водородного электрода также можно пренебречь концентрацией восстановленной формы – газообразный водород практически нерастворим. Уравнение приобретает вид: Е = 0,059 lgC_Н+,т.к. Е⁰ = 0, n= 1. Концентрация катиона водорода связана с рН = - lgC_Н+, следовательно: Е = - 0,059рН.

Рассчитаем электродный потенциал водородного электрода для нейтральной и щелочной среды. В кислой среде Е = Е⁰ = 0 В.

Нейтральная среда: рН = 7, Е = -0,413 В.

Щелочная среда: если рН =14, то Е = -0.826 В.

В соответствии с уравнением Нернста можно составить концентрационный ГЭ из двух одинаковых электродов, погруженных в раствор одного и того же электролита, но разной концентрации. Например:

Ag l AgNO₃ (0,01M) ll AgNO₃ (0,1M)l Ag

Анод (окисление): Ag → Ag⁺ + e

Kатод (восстан-е): Ag⁺ + e → Ag

Е^о(анода) = 0,8 + 0,059•lg 10^-2 = +0,68B

Е^о(канода) = 0,8 + 0,059•lg 10^-1 = +0,74B

∆Е^о = Е^о(катода) – Е^о(анода) = 0,74 – 0,68 = 0,06В

Очевидно, что чем больше будет разность концентраций электролитов, тем больше ЭДС ГЭ.