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L'équation de Nernst

1889
  • Walther Nernst
Cellule électrochimique avec équation de Nernst applications en électrochimie.

(generate image for illustration only)

The Nernst equation relates the reduction potential of a half-cell (or the total voltage of an electrochemical cell) to the standard electrode potential, temperature, and the activities (often approximated by concentrations) of the chemical species undergoing redox. The equation is [latex]E = E^{\circ} – \frac{RT}{nF} \ln Q[/latex], where Q is the reaction quotient.

The Nernst equation is a cornerstone of electrochemistry, providing a quantitative link between thermodynamics and cell potential. In the formula [latex]E = E^{\circ} – \frac{RT}{nF} \ln Q[/latex], [latex]E[/latex] is the cell potential under specific conditions, and [latex]E^{\circ}[/latex] is the standard cell potential, measured when all species are at unit activity. [latex]R[/latex] is the universal gas constant, [latex]T[/latex] is the absolute temperature, [latex]n[/latex] is the number of moles of electrons transferred, and [latex]F[/latex] is the Faraday constant.

The term [latex]Q[/latex], the reaction quotient, uses non-equilibrium concentrations. For a generic reaction [latex]aA + bB \rightleftharpoons cC + dD[/latex], [latex]Q = \frac{\{C\}^c \{D\}^d}{\{A\}^a \{B\}^b}[/latex], where {X} denotes activity. This equation shows that cell potential decreases as the reaction proceeds towards equilibrium (Q increases). At equilibrium, [latex]Q = K[/latex] (the equilibrium constant) and [latex]E = 0[/latex], meaning the battery is ‘dead’. The equation is crucial for understanding how concentration changes affect battery voltage and the potential across biological membranes, such as in neurons, where ion concentration gradients create membrane potentials essential for nerve signaling.

UNESCO Nomenclature: 2202
- Électrochimie

Taper

Formule

Perturbation

Fondamentaux

Usage

Utilisation généralisée

Précurseurs

  • lois de la thermodynamique, en particulier l'énergie libre de Gibbs
  • concept d'équilibre chimique et quotient de réaction
  • lois de l'électrolyse de faraday
  • développement de la cellule électrochimique

Applications

  • calcul de la tension de la batterie dans des conditions non standard
  • pH-mètres et électrodes sélectives d'ions
  • comprendre les impulsions nerveuses (potentiels membranaires)
  • études de corrosion
  • titrages potentiométriques

Brevets:

NA

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Contexte historique

L'équation de Nernst

1882-01-01
1884
1887
1889
1890
1895
1900
1882-01-01
1883
1885
1887
1890
1895
1896
1900

(si la date est inconnue ou non pertinente, par exemple « mécanique des fluides », une estimation arrondie de son émergence notable est fournie)

Inventions, innovations et principes techniques connexes

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