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Tutorial MenueChemie für MedizinerLerneinheit 9 von 19

Chemie für Mediziner: Redox-Reaktionen

Anwendung der Nernst'schen Gleichung

E = E 0 + 0,06 V z log [ Ox ] [ Red ]

Mit dieser Gleichung ist es nun möglich, Potentiale von Zellen zu berechnen, die nicht 1-molare Lösungen enthalten. Als Beispiel sollen Silber-Halbzellen mit unterschiedlicher Silberionen-Konzentration dienen:

Ag++ e Ag E 0 =+0,80V

Die reduzierte Form ist elementares Silber: [Red] = [Ag] = 1. Bei der Reaktion wird ein Elektron übertragen: z = 1. Die Nernst'sche Gleichung lautet für dieses Redox-Gleichgewicht:

E = 0,80 V + 0,06 V log [ Ag + ]

Beschreibung

Zelle 1 [Ag+] = 0,1 molL-1 E1 = 0,80 V + 0,06 V ⋅ log (0,1) = 0,80 V + 0,06 V ⋅ (-1) = 0,80 V - 0,06 V = 0,74 V Das Potential dieser Zelle ist also etwas kleiner als das Standardpotenzial (bei [Ag+] = 1 molL-1 ).

Zelle 2 [Ag+] = 0,01 molL-1 E2 = 0,80 V + 0,06 V ⋅ log (0,01) = 0,80 V + 0,06 V ⋅ (-2) = 0,80 V - 0,12 V = 0,68 V

Werden diese beiden Zellen miteinander verbunden, misst man zwischen den Elektroden eine Spannung von:

Δ E = │E1 - E2│ = │0,74 V - 0,68 V│ = 0,06 V

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