Elektrokimya alanında temel bir denklem olan Nernst denklemi, bir elektrokimyasal hücrenin elektromotor kuvvetini (EMK) hesaplamak için kullanılır. Bu denklem, Alman fizikçi Walther Nernst tarafından 1889 yılında geliştirilmiştir ve elektrokimyanın temel taşlarından biridir.
Nernst denklemi, bir redoks reaksiyonunun denge durumundaki elektrot potansiyelini ifade eder. Denklem, standart elektrot potansiyeli ile reaksiyona giren ve ürünlerin konsantrasyonları arasındaki ilişkiyi kurar.
Genel formülü şu şekildedir:
\( E = E^0 - \frac{RT}{nF} \ln Q \)
Burada:
Nernst denklemi, elektrokimyasal hücrelerdeki Gibbs serbest enerjisi değişiminden türetilir. Bir redoks reaksiyonu için:
\( \Delta G = \Delta G^0 + RT \ln Q \)
Elektrik işi ile ilişkisi: \( \Delta G = -nFE \) ve \( \Delta G^0 = -nFE^0 \)
Bu ifadeler birleştirildiğinde Nernst denklemi elde edilir.
Oda sıcaklığında (25°C veya 298K) ve logaritma 10 tabanına çevrildiğinde denklem şu hali alır:
\( E = E^0 - \frac{0.0592}{n} \log Q \)
Çinko-bakır galvanik hücresi için:
Zn²⁺(0.1 M) + Cu → Zn + Cu²⁺(1 M)
Standart potansiyel: E⁰ = 1.10 V
n = 2 (2 elektron transferi)
Reaksiyon katsayısı: Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 0.1/1 = 0.1
Nernst denklemi uygulanırsa:
\( E = 1.10 - \frac{0.0592}{2} \log(0.1) = 1.10 - 0.0296 \times (-1) = 1.1296 \, V \)
Nernst denklemi, elektrokimyanın temel prensiplerini anlamak ve elektrokimyasal sistemleri analiz etmek için vazgeçilmez bir araçtır. Günlük hayatta kullandığımız pillerden biyolojik sistemlere kadar geniş bir uygulama alanı bulunmaktadır.
