Elektrochemie voor MBO/Wet van Nernst

Wet van Nernst

De twee reacties die in Elektrode in water en Elektrode in eigen zout beschreven zijn, zijn uiteraard niet los van elkaar te zien. Het in oplossing gaan van metaal-atomen is iets wat ook gebeurt als een metaal in een oplossing staat, en omgekeerd, door het in oplossing gaan van metaal-atomen in "kaal" water ontstaat vanzelf een oplossing van het zout van het metaal.

Wat er gezegd is over de snelheid van de reacties blijft uiteraard gelden, en als beide reacties even snel verlopen is er evenwicht ontstaan. De verschillende factoren die invloed hebben op de reactiesnelheid blijven gelden als factoren die van invloed zijn op de ligging van het evenwicht:

de potentiaal van de elektrode
het soort metaal
het aantal elektronen dat bij de reactie is betrokken
de concentratie van de bij de reactie betrokken elektronen

Evenwicht

Walther Nernst

In 1889 lukte het Walther Nernst een relatief eenvoudige wiskundige relatie te vinden tussen de hierboven aangegeven factoren. Deze relatie is bekend geworden als de wet van Nernst.

Voor het voorbeeld van koper en koper(II)-ionen met de reactie:

{\ce {Cu^{0}\ _{\longleftarrow }^{\longrightarrow }\ Cu^{2+}\ +\ 2e^{-}}}

kan deze formule geschreven worden als:

E_{Cu}\ =\ E_{Cu^{2+}/Cu^{0}}^{0}\ +\ {\frac {0{,}0591}{2}}log\left({\frac {[Cu^{2+}]}{[Cu^{0}]}}\right)

Verg. 1

Waarin:

$E_{Cu}$	:	De potentiaal in Volt van de koper-elektrode.
$E_{Cu^{2+}/Cu^{o}}^{0}$	:	De constante die geldt voor de evenwichtsreactie tussen Cu⁰ en Cu²⁺. De aanduiding van de lading, ^o, bij metallisch koper is niet echt nodig, maar in dit boek is constant sprake van ionen met verschillende ladingen. Door het ontbreken van lading hier specifiek te noteren wordt aangegeven dat de lading hier niet "vergeten" is, maar dat inderdaad het elektrisch neutrale deeltje bedoeld wordt.
$0{,}0591$	:	Een "constante". In de constante komen verschillende echte constanten voor (de Gasconstante, de Faradayconstante) en de absolute temeratuur in Kelvin. De laatste is uiteraard geen echte constante, maar rond kamertemperatuur (ongeveer 290 K) zijn de variaties niet veel groter dan ongeveer 1%, en kan voor eenvoudige berekeningen een vaste waarde worden gehanteerd.
$2$	:	Het aantal elektronen in de koper-reactie
$[Cu^{2+}]$	:	De concentratie van Cu²⁺ in de oplossing in mol/L.
$[Cu^{0}]$	:	De concentratie van Cu⁰ in mol/L. In de paragraaf over het in oplossing gaan van metaal-atomen in "kaal" water is aangegeven dat de concentratie van metallisch koper geen rol speelt. Omdat er sprake is van een evenwichtsreactie is het toch gebruikelijk om deze "concentratie" wel te noteren. Zoals bij eerdere evenwichten gebruikelijk wordt voor de concentratie van vaste stoffen "1" genoteerd. Het evenwicht wordt met een concentratiebreuk beschreven met de concentraties van de producten als teller en de uitgangsstoffen als noemer.

Walther Nernst

Algemene formule

Als je je realiseert dat Cu⁰ in dit voorbeeld de reductor is en Cu²⁺ de oxidator kan vergelijking 1 herschreven worden in een algemene vorm. De reactie wordt dan:

{\ce {reductor\ _{\longleftarrow }^{\longrightarrow }\ oxidator\ +\ n\ e^{-}}}

en de Nernst-vergelijking:

E\ =\ E^{0}\ +\ {\frac {0{,}0591}{n}}log\left({\frac {oxidator}{reductor}}\right)

Verg. 2

Nernstvergelijking

Standaard redoxpotentialen

Om elekrode-potentialen te kunnen uitrekenen zijn in de Nernst-vergelijking vier gegevens nodig:

Het elektrode-materiaal
De concentratie van het opgeloste ion
De evenwichtsreactie waardoor je het aantal elektronen weet
De standaard elektrode-potentiaal, de E⁰-waarde.

De eerste drie zijn in de opgave aanwezig. De E⁰ kan in tabellen worden opgezocht. BINAS, tabel 48, is een bekend, maar beperkt, voorbeeld hiervan. Uitgebreidere tabellen zijn beschikbaar in het "Handbook of Chemistry and Physics" of hier. Soms vraagt het wel even wat zoekwerk voor je de juiste regel gevonden hebt.

Standaard Redoxpotentalen