Persamaan Nernst

Dalam elektrokimia, persamaan Nernst adalah suatu persamaan yang menghubungkan potensial reduksi dari suatu reaksi elektrokimia (reaksi setengah-sel atau sel penuh) dengan potensial elektrode standar, suhu, dan aktivitas (terkadang didekati dengan konsentrasi) dari spesi kimia yang mengalami reduksi dan oksidasi.^[1] Persamaan ini merupakan persamaan yang paling penting di bidang elektrokimia. Persamaan ini dinamai dari Walther Nernst, seorang kimiawan fisik asal Jerman yang merumuskan persamaan ini.^[2]^[3]^[4]

Ekspresi

Persamaan Nernst diturunkan dari perubahan energi bebas Gibbs standar yang terkait dengan perubahan elektrokimia. Untuk semua reaksi reduksi elektrokimia memiliki bentuk

Ox + z e⁻ → Red

termodinamika standar menyatakan bahwa perubahan energi bebas yang sebenarnya, ΔG berhubungan dengan perubahan energi bebas dalam keadaan standar ΔG^o melalui persamaan^[5]^[6]

Δ G = Δ G ⊖ + R T ln ⁡ Q , {\displaystyle \Delta G=\Delta G^{\ominus }+RT\ln Q,} $\Delta G=\Delta G^{\ominus }+RT\ln Q,$

yang dalam persamaan di atas, Q adalah hasil bagi reaksi. Potensial elektrokimiawi E yang terkait dengan reaksi elektrokimia didefinisikan sebagai berkurangnya energi bebas Gibbs per coulomb muatan yang dipindahkan, yang mengarah pada persamaan^[7]^[8]

Δ G = − z F E . {\displaystyle \Delta G=-zFE.} $\Delta G=-zFE.$

Konstanta F (konstanta Faraday) adalah faktor konversi satuan F = N_Aq, dengan N_A merupakan bilangan Avogadro dan q adalah muatan elektron dasar. Persamaan ini kemudian mengarah pada persamaan Nernst.

Persamaan Nernst untuk reaksi setengah-sel elektrokimia adalah^[1]

E red = E red ⊖ − R T z F ln ⁡ Q = E red ⊖ − R T z F ln ⁡ a Red a Ox . {\displaystyle E_{\text{red}}=E_{\text{red}}^{\ominus }-{\frac {RT}{zF}}\ln Q=E_{\text{red}}^{\ominus }-{\frac {RT}{zF}}\ln {\frac {a_{\text{Red}}}{a_{\text{Ox}}}}.} $E_{\text{red}}=E_{\text{red}}^{\ominus }-{\frac {RT}{zF}}\ln Q=E_{\text{red}}^{\ominus }-{\frac {RT}{zF}}\ln {\frac {a_{\text{Red}}}{a_{\text{Ox}}}}.$

Untuk keseluruhan reaksi elektrokimia (sel penuh), persamaan ini dapat ditulis sebagai^[7]

E cell = E cell ⊖ − R T z F ln ⁡ Q r , {\displaystyle E_{\text{cell}}=E_{\text{cell}}^{\ominus }-{\frac {RT}{zF}}\ln Q_{r},} $E_{\text{cell}}=E_{\text{cell}}^{\ominus }-{\frac {RT}{zF}}\ln Q_{r},$ (potensial sel total)

yang dalam persamaan di atas,

E_red adalah potensial reduksi setengah-sel pada suhu yang diinginkan,

Eored adalah potensial reduksi setengah-sel standar,

E_cell adalah potensial listrik (gaya gerak listrik) pada suhu yang diinginkan,

Eocell adalah potensial sel standar,

R adalah konstanta gas universal: R = 8,314472(15) J K⁻¹ mol⁻¹,

T adalah suhu dalam kelvins,

a adalah aktivitas kimia untuk spesi terkait, dengan a_Red adalah aktivitas bentuk tereduksi dan a_Ox adalah aktivitas bentuk teroksidasi. Serupa dengan konstanta kesetimbangan, aktvitas selalu diukur dalam keadaan standar (1 mol/L untuk zat terlarut,^[9] 1 atm untuk gas). Aktivitas spesi x, a_X, dapat dikaitkan dengan konsentrasi fisiknya c_X melalui persamaan a_X = γ_Xc_X, dengan γ_X adalah koefisien aktivitas spesi X. Karena koefisien aktivitas cenderung menyatu pada suhu rendah, aktivitas dalam persamaan Nernst terkadang digantikan dengan konsentrasi sederhana.

F adalah konstanta Faraday, jumlah coulomb per mol elektron: F = 9,64853399(24)×10⁴ C mol⁻¹,

z adalah jumlah elektron yang dipindahkan dari reaksi sel atau reaksi setengah-sel,

Q_r adalah hasil bagi reaksi sel.

Pada suhu ruangan (25 °C), RTF dapat dianggap konstan dan digantikan dengan 25.693 mV untuk sel.

Persamaan Nernst terkadang dinyatakan dalam logaritma basis-10 (yaitu, logaritma umum) daripada logaritma natural, dalam hal ini sering dituliskan, untuk suatu sel pada suhu 25 °C:^[10]^[11]

E = E 0 + 0.059 V z log 10 ⁡ a Ox a Red . {\displaystyle E=E^{0}+{\frac {0.059\;{\text{V}}}{z}}\log _{10}{\frac {a_{\text{Ox}}}{a_{\text{Red}}}}.} $E=E^{0}+{\frac {0.059\;{\text{V}}}{z}}\log _{10}{\frac {a_{\text{Ox}}}{a_{\text{Red}}}}.$

Persamaan Nernst digunakan dalam fisiologi untuk menemukan potensial listrik dari suatu membran sel terhadap satu jenis ion.

Lihat pula

Referensi

1 2 Oxtoby, Gillis & Butler (2015), hlm. 709.
↑ Orna, Mary Virginia; Stock, John (1989). Electrochemistry, Past and Present (dalam bahasa Inggris). Columbus, OH: American Chemical Society. ISBN 978-0-8412-1572-6. OCLC 19124885.
↑ Wahl, D. (2005). "A Short History of Electrochemistry". Galvanotechtnik (dalam bahasa Inggris). 96 (8): 1820–1828.
↑ Nobel Lectures in Chemistry (1999), hlm. 363 harvp error: tanpa target: CITEREFNobel_Lectures_in_Chemistry1999 (bantuan).
↑ Ebbing & Gammon (2007), hlm. 826.
↑ Oxtoby, Gillis & Butler (2015), hlm. 703.
1 2 Swaddle (1997), hlm. 288.
↑ Crow (1994), hlm. 93–94.
↑ Swaddle (1997), hlm. 289.
↑ Wiberg, Wiberg & Holleman (2001), hlm. 210.
↑ Ebbing & Gammon (2007), hlm. 827.

Daftar pustaka

Crow, D.R. (1994). Principles and Applications of Electrochemistry (dalam bahasa Inggris) (Edisi 4). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 0-748-74378-2.
Ebbing, Darrell D.; Gammon, Steven D. (2007). General Chemistry (dalam bahasa Inggris). ISBN 0-618-73879-7.
Nobel Lectures in Chemistry (dalam bahasa Inggris). Vol. Volume 1. World Scientific. 1999. ISBN 981-02-3405-8.{{cite book}}: |volume= memiliki teks tambahan
Oxtoby, David W.; Gillis, H. Pat; Butler, Laurie J. (2015). Principles of Modern Chemistry (dalam bahasa Inggris) (Edisi 8). Belmont: Cengage Learning. ISBN 1-305-46509-1.
Swaddle, Thomas Wilson (1997). Inorganic Chemistry: An Industrial and Environmental Perspective (dalam bahasa Inggris). Academic Press. ISBN 0-12-678550-3.
Wiberg, Egon; Wiberg, Nils; Holleman, Arnold Frederick (2001). Inorganic Chemistry (dalam bahasa Inggris). Academic Press. ISBN 0-12-352651-5.