# Elektrodepotentiaal en conc.

Bij afwijkingen van de standaardomstandigheden krijgt de elektrodepotentiaal van een redoxkoppel een andere waarde; met name de concentratieafhankelijkheid is hierbij van belang. Dit is voor het eerst beschreven door de Duitse fysisch chemicus W.H. Nernst. Variaties op V0-waarden kunnen we berekenen met de zogenaamde vergelijking van Nernst.
De algemene halfcelreactie van een redoxkoppel is:

De algemene vergelijking van Nernst is:

Hierin is:

- V de gemeten elektrodepotentiaal (in V);

- Vo de standaardelektrodepotentiaal (in V);

- R de gasconstante (= 8,3143 J.mol-1.K-1);

- T de temperatuur (in K);

- n het aantal elektronen in de halfcelreactie;

- F de constante van Faraday (9,64.. x 104 C.mol-1);

- ln de natuurlijke logaritme (= 2,3 log);

- [OX]/[RED] is de concentratiebreuk.
  De concentratiebreuk is gelijk aan het product van de concentraties rechts in de halfvergelijking (bij halfreacties de geoxideerde vorm) gedeeld door het product van de concentraties links in de halfvergelijking (bij halfreacties de gereduceerde vorm). Voorwaarde is dat de vergelijking is geschreven als een oxidatie, gaande van links naar rechts. De coëfficiënten in de halfvergelijking verschijnen als exponenten in de concentratiebreuk. Concentraties van deeltjes die niet in oplossing zijn (zoals elektronen en vaste stoffen) komen niet in de concentratiebreuk voor, evenals de concentratie van water zelf. Van gasvormige reactanten komt niet de concentratie, maar de partiële druk in de concentratiebreuk. De partiële druk drukken we uit in veelvouden van p0: pgas/p0 (zie voorbeelden).

In het algemeen geldt dus dat V toeneemt bij temperatuurverhoging en bij toenemende waarde van de concentratiebreuk [OX]/[RED].
Aangezien V-waarden afhangen van de temperatuur, is ook de bronspanning Vbron van een elektrochemische cel temperatuurafhankelijk. Deze temperatuurafhankelijkheid is in de praktijk echter verwaarloosbaar.
Bij 298 K gaat de Nernst-vergelijking over in de vereenvoudigde vorm: