⚗️ Nernst-Gleichung — Interaktive Simulation des galvanischen Zellpotentials

E° ist das Standardzellpotential für das gewählte Elektrodenpaar, R ist die Gaskonstante, T ist die absolute Temperatur, n ist die Anzahl der pro Reaktion übertragenen Elektronen (festgelegt durch das Elektrodenpreset), F ist die Faraday-Konstante, und Q ist der Reaktionsquotient aus den aktuellen Oxidations- und Reduktionsmittelkonzentrationen.

Eine Erhöhung der Oxidationsmittelkonzentration oder Verringerung der Reduktionsmittelkonzentration senkt Q. Da E einen zu ln Q proportionalen Term abzieht, bedeutet ein kleineres Q einen kleineren Abzug und somit ein höheres E — physikalisch hat die Reaktion mehr Antriebskraft, um das Gleichgewicht zu erreichen.

Zink oxidiert an der Anode (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E° = −0,76 V), während Cu²⁺ an der Kathode reduziert wird (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = 1,10 V), verbunden durch eine Salzbrücke, die den Stromkreis schließt. Während die Reaktion fortschreitet, steigt die Zn²⁺-Konzentration und die Cu²⁺-Konzentration fällt, sodass Q steigt und E allmählich gegen null im Gleichgewicht sinkt.

ΔG = −nFE wandelt das Zellpotential in freie Gibbs-Energie um, das übliche thermodynamische Maß dafür, ob eine Reaktion spontan abläuft. Ein positives E (spontane galvanische Zelle) entspricht immer einem negativen ΔG, und die Gleichgewichtskonstante K ist der Punkt, an dem ΔG = 0 und E = 0 gilt.

Die Temperatur erscheint direkt im Vorfaktor RT/nF, sodass eine Erhöhung von T verstärkt, wie stark ln Q das Potential von E° verschiebt. Bei höheren Temperaturen erzeugt dasselbe Konzentrationsungleichgewicht eine größere Abweichung vom Standardpotential als bei Raumtemperatur.