ネルンストの式

電気化学用語集

ネルンストの式

電極活物質の濃度と電極電位の間の関係を規定する式。

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ネルンストの式

出典: フリー百科事典『ウィキペディア（Wikipedia）』 (2024/11/17 02:57 UTC 版)

ネルンストの式（英: Nernst equation）とは、電気化学において、電池の電極の電位 E を記述した式である。1889年にヴァルター・ネルンストによって提出されたとされるが、実際にネルンストが提出した式や考え方は、現在知られているものとは異なる。現在、広く受け入れられている式は、化学ポテンシャルの考え方に基づいて導出される。

酸化還元反応におけるネルンストの式

以下の式で示されるような酸化体Oxと還元体Redの間の電子授受平衡反応を考える。

${\ce {{Ox}+{\mathit {z}}~e^{-}<=>Red}}$

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ネルンストの式

出典: フリー百科事典『ウィキペディア（Wikipedia）』 (2019/10/01 13:57 UTC 版)

「酸化還元電位」の記事における「ネルンストの式」の解説

詳細は「ネルンストの式」を参照 特定の物質と基準電極（標準水素電極あるいは銀-塩化銀電極）との電位差Eは、以下のネルンストの式によって表される。 E = E 0 + R T n F ln ⁡ [ o x ] [ r e d ] R：気体定数（8.314JK-1mol-1） T：絶対温度 n：酸化還元反応にて授受される電子数 F：ファラデー定数（6.02×1023電子の電気量は96,500クーロン） [ox]：特定の物質の酸化型活量 [red]：特定の物質の還元型活量 この式より、酸化型および還元型が溶質として溶解しており、活量が等しい場合は酸化還元電位は標準酸化還元電位に等しくなる。 この式を用いて標準酸化還元電位(E0)と中間酸化還元電位（E'0）の差を求めることが出来る。pH7.0、温度25℃における差は以下の通りである。 E 0 ′ − E 0 ≒ 2.303 × 8.314 × 298 × l o g 10 10 − 7 ÷ 96500 = − 0.42 V すなわち、温度25℃においては中間酸化還元電位は標準酸化還元電位よりも0.42V低い値をとる。