Mit dieser Gleichung ist es nun möglich, Potentiale von Zellen zu berechnen, die nicht 1-molare Lösungen enthalten. Als Beispiel sollen Silberhalbzellen mit unterschiedlicher Silberionen-Konzentration dienen:

Ag+ + e–

Ag

Eo = + 0,80 V

Die reduzierte Form ist elementares Silber: [Red] = [Ag] = 1.
Bei der Reaktion wird ein Elektron übertragen: z = 1.
Die Nernstsche Gleichung lautet für dieses Redox-Gleichgewicht:

E = 0,80 V + 0,06 V · log [Ag⁺]

Zelle 1
[Ag⁺] = 0,1 mol/l
E₁ = 0,80 V + 0,06 V · log (0,1) = 0,80 V + 0,06 V · (–1) = 0,80 V – 0,06 V = 0,74 V
Das Potential dieser Zelle ist also etwas kleiner als das Standardpotential (bei [Ag⁺] = 1 mol/l).

Zelle 2
[Ag⁺] = 0,01 mol/l
E₂ = 0,80 V + 0,06 V · log (0,01) = 0,80 V + 0,06 V · (–2) = 0,80 V – 0,12 V = 0,68 V

Werden diese beiden Zellen miteinander verbunden, mißt man zwischen den Elektroden eine Spannung von:

DE = |E₁ – E₂| = |0,74 V – 0,68 V| = 0,06 V

© Prof. Dr. J. Gasteiger, Dr. A. Schunk, CCC Univ. Erlangen, Fri Mar 30 11:42:27 2001 GMT
 BMBF-Leitprojekt Vernetztes Studium - Chemie