Zell-EMK-Rechner

Einführung

Der Zell-EMK-Rechner ist ein leistungsstarkes Werkzeug, das entwickelt wurde, um die elektromotorische Kraft (EMK) von elektrochemischen Zellen mithilfe der Nernst-Gleichung zu berechnen. EMK, gemessen in Volt, repräsentiert den elektrischen Potentialunterschied, der von einer galvanischen Zelle oder Batterie erzeugt wird. Dieser Rechner ermöglicht es Chemikern, Studenten und Forschern, Zellpotentiale unter verschiedenen Bedingungen genau zu bestimmen, indem sie das Standardzellenpotential, die Temperatur, die Anzahl der übertragenen Elektronen und das Reaktionsquotient eingeben. Egal, ob Sie an einem Laborversuch arbeiten, Elektrochemie studieren oder Batteriesysteme entwerfen, dieser Rechner liefert präzise EMK-Werte, die für das Verständnis und die Vorhersage elektrochemischen Verhaltens unerlässlich sind.

Nernst-Gleichung: Die Grundlage der EMK-Berechnungen

Die Nernst-Gleichung ist eine grundlegende Formel in der Elektrochemie, die das Zellpotenzial (EMK) mit dem Standardzellenpotential und dem Reaktionsquotienten verknüpft. Sie berücksichtigt nicht-standardisierte Bedingungen und ermöglicht es Wissenschaftlern, vorherzusagen, wie sich Zellpotentiale mit variierenden Konzentrationen und Temperaturen ändern.

Die Formel

Die Nernst-Gleichung wird ausgedrückt als:

$E = E° - \frac{RT}{nF} \ln(Q)$

Wo:

$E$ = Zellpotential (EMK) in Volt (V)
$E°$ = Standardzellenpotential in Volt (V)
$R$ = Universelle Gaskonstante (8.314 J/mol·K)
$T$ = Temperatur in Kelvin (K)
$n$ = Anzahl der in der Redoxreaktion übertragenen Elektronen
$F$ = Faraday-Konstante (96.485 C/mol)
$\ln(Q)$ = Natürlicher Logarithmus des Reaktionsquotienten
$Q$ = Reaktionsquotient (Verhältnis der Produkt- zu Reaktantenkonzentrationen, jeweils potenziert mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten)

Bei Standardtemperatur (298,15 K oder 25 °C) kann die Gleichung vereinfacht werden zu:

$E = E° - \frac{0.0592}{n} \log_{10}(Q)$

Variablen erklärt

Standardzellenpotential (E°): Der Potentialunterschied zwischen der Kathode und der Anode unter Standardbedingungen (1M Konzentration, 1 atm Druck, 25 °C). Dieser Wert ist spezifisch für jede Redoxreaktion und kann in elektrochemischen Tabellen gefunden werden.
Temperatur (T): Die Temperatur der Zelle in Kelvin. Temperatur beeinflusst den Entropiebeitrag der Gibbs-Freien Energie und damit das Zellpotential.
Anzahl der übertragenen Elektronen (n): Die Anzahl der in der ausgeglichenen Redoxreaktion ausgetauschten Elektronen. Dieser Wert wird aus den ausgeglichenen Halbgleichungen bestimmt.
Reaktionsquotient (Q): Das Verhältnis der Konzentrationen der Produkte zu den Konzentrationen der Reaktanten, jeweils potenziert mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten. Für eine allgemeine Reaktion aA + bB → cC + dD ist der Reaktionsquotient:

$Q = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$

Grenzfälle und Einschränkungen

Extreme Temperaturen: Bei sehr hohen oder niedrigen Temperaturen müssen zusätzliche Faktoren wie Änderungen der Aktivitätskoeffizienten berücksichtigt werden, um genaue Ergebnisse zu erzielen.
Sehr große oder kleine Q-Werte: Wenn Q gegen Null oder Unendlichkeit strebt, kann der Rechner extreme EMK-Werte produzieren. In der Praxis existieren solche extremen Bedingungen selten in stabilen elektrochemischen Systemen.
Nicht-ideale Lösungen: Die Nernst-Gleichung geht von einem idealen Verhalten der Lösungen aus. In hochkonzentrierten Lösungen oder bei bestimmten Elektrolyten können Abweichungen auftreten.
Irreversible Reaktionen: Die Nernst-Gleichung gilt für reversible elektrochemische Reaktionen. Für irreversible Prozesse müssen zusätzliche Überpotentialfaktoren berücksichtigt werden.

Verwendung des Zell-EMK-Rechners

Unser Rechner vereinfacht den komplexen Prozess der Bestimmung von Zellpotentialen unter verschiedenen Bedingungen. Befolgen Sie diese Schritte, um die EMK Ihrer elektrochemischen Zelle zu berechnen:

Schritt-für-Schritt-Anleitung

Geben Sie das Standardzellenpotential (E°) ein:
- Geben Sie das Standardreduktionspotential für Ihre spezifische Redoxreaktion in Volt ein.
- Dieser Wert kann in Standard elektrochemischen Tabellen gefunden oder aus Halbzellenpotentialen berechnet werden.
Geben Sie die Temperatur an:
- Geben Sie die Temperatur in Kelvin (K) ein.
- Denken Sie daran, dass K = °C + 273,15.
- Der Standardwert ist auf 298 K (Raumtemperatur) eingestellt.
Geben Sie die Anzahl der übertragenen Elektronen (n) ein:
- Geben Sie die Anzahl der in der ausgeglichenen Redoxreaktion ausgetauschten Elektronen ein.
- Dieser Wert muss eine positive ganze Zahl sein, die aus Ihrer ausgeglichenen Gleichung abgeleitet ist.
Definieren Sie das Reaktionsquotient (Q):
- Geben Sie das berechnete Reaktionsquotient basierend auf den Konzentrationen der Produkte und Reaktanten ein.
- Für verdünnte Lösungen können Konzentrationswerte als Annäherungen für Aktivitäten verwendet werden.
Sehen Sie sich die Ergebnisse an:
- Der Rechner zeigt sofort die berechnete EMK in Volt an.
- Die Berechnungsdetails zeigen, wie die Nernst-Gleichung auf Ihre spezifischen Eingaben angewendet wurde.
Kopieren oder teilen Sie Ihre Ergebnisse:
- Verwenden Sie die Kopierfunktion, um Ihre Ergebnisse für Berichte oder weitere Analysen zu speichern.

Beispielberechnung

Berechnen wir die EMK für eine Zink-Kupfer-Zelle mit den folgenden Parametern:

Standardpotential (E°): 1,10 V
Temperatur: 298 K
Anzahl der übertragenen Elektronen: 2
Reaktionsquotient: 1,5

Verwenden der Nernst-Gleichung: $E = 1,10 - \frac{8,314 \times 298}{2 \times 96485} \ln(1,5)$ $E = 1,10 - 0,0128 \times 0,4055$ $E = 1,10 - 0,0052$ $E = 1,095 \text{ V}$

Der Rechner führt diese Berechnung automatisch durch und liefert Ihnen den präzisen EMK-Wert.

Anwendungsfälle für EMK-Berechnungen

Der Zell-EMK-Rechner dient zahlreichen praktischen Anwendungen in verschiedenen Bereichen:

1. Laborforschung

Forscher verwenden EMK-Berechnungen, um:

Die Richtung und das Ausmaß elektrochemischer Reaktionen vorherzusagen.
Experimentelle Setups mit spezifischen Spannungsanforderungen zu entwerfen.
Experimentelle Ergebnisse mit theoretischen Vorhersagen zu überprüfen.
Die Auswirkungen von Konzentration und Temperatur auf Reaktionspotentiale zu untersuchen.

2. Batterietechnologie und Analyse

In der Batterietechnologie helfen EMK-Berechnungen:

Das maximale theoretische Spannung neuer Batteriezusammensetzungen zu bestimmen.
Die Batterieleistung unter verschiedenen Betriebsbedingungen zu analysieren.
Die Auswirkungen der Elektrolytkonzentration auf die Batterieleistung zu untersuchen.
Batteriedesigns für spezifische Anwendungen zu optimieren.

3. Korrosionsstudien

Korrosionsingenieure nutzen EMK-Berechnungen, um:

Korrosionspotentiale in verschiedenen Umgebungen vorherzusagen.
Kathodenschutzsysteme zu entwerfen.
Die Wirksamkeit von Korrosionsinhibitoren zu bewerten.
Die Verträglichkeit verschiedener Metalle in galvanischen Paaren zu beurteilen.

4. Bildungsanwendungen

In akademischen Einrichtungen unterstützt der Rechner:

Studenten beim Lernen der Prinzipien der Elektrochemie.
Dozenten bei der Demonstration der Auswirkungen von Konzentration und Temperatur auf Zellpotentiale.
Laborpraktika, die präzise Spannungsprognosen erfordern.
Überprüfung von Handberechnungen in Aufgaben.

5. Industrieelektrochemie

Die Industrie profitiert von EMK-Berechnungen für:

Optimierung von Elektroplattierungsprozessen.
Verbesserung der Elektrolyseeffizienz.
Qualitätskontrolle in der elektrochemischen Herstellung.
Fehlersuche bei unerwarteten Spannungsfluktuationen.

Alternativen zur Nernst-Gleichung

Während die Nernst-Gleichung grundlegend für EMK-Berechnungen ist, existieren mehrere alternative Ansätze für spezifische Szenarien:

1. Butler-Volmer-Gleichung

Für Systeme, bei denen kinetische Faktoren die beobachtete Potentialsignifikanz erheblich beeinflussen: $i = i_0 \left[ \exp\left(\frac{\alpha_a n F \eta}{RT}\right) - \exp\left(-\frac{\alpha_c n F \eta}{RT}\right) \right]$

Diese Gleichung verknüpft die Stromdichte mit dem Überpotential und liefert Einblicke in die Elektrodenkinetik.

2. Goldman-Gleichung

Für biologische Systeme und Membranpotentiale: $E_m = \frac{RT}{F} \ln\left(\frac{P_K[K^+]_{out} + P_{Na}[Na^+]_{out} + P_{Cl}[Cl^-]_{in}}{P_K[K^+]_{in} + P_{Na}[Na^+]_{in} + P_{Cl}[Cl^-]_{out}}\right)$

Diese Gleichung ist besonders nützlich in der Neurowissenschaft und Zellbiologie.

3. Tafel-Gleichung

Für Systeme, die weit von Gleichgewicht entfernt sind: $\eta = a \pm b \log|i|$

Diese vereinfachte Beziehung ist nützlich für Korrosionsstudien und Elektroplattierungsanwendungen.

4. Konzentrationszellen-Berechnungen

Für Zellen, in denen dasselbe Redoxpaar bei unterschiedlichen Konzentrationen existiert: $E = \frac{RT}{nF} \ln\left(\frac{[C]_{\text{Kathode}}}{[C]_{\text{Anode}}}\right)$

Dieser Spezialfall hebt den Standardpotentialterm (E°) in diesen Berechnungen auf.

Historische Entwicklung der EMK-Berechnungen

Das Verständnis und die Berechnung der elektromotorischen Kraft haben sich über die Jahrhunderte erheblich weiterentwickelt:

Frühe Entdeckungen (1700er-1800er)

Die Reise begann mit Alessandro Voltás Erfindung des voltaischen Stapels im Jahr 1800, der ersten echten Batterie. Dieser Durchbruch folgte den Beobachtungen von Luigi Galvani über "tierische Elektrizität" in den 1780er Jahren. Voltás Arbeit stellte fest, dass elektrisches Potential durch chemische Reaktionen erzeugt werden kann, und legte damit das Fundament für die Elektrochemie.

Nernsts Beitrag (späte 1800er)

Das Feld entwickelte sich dramatisch weiter, als Walther Nernst, ein deutscher Physikochemiker, 1889 seine gleichnamige Gleichung ableitete. Nernsts Arbeit verband Thermodynamik mit Elektrochemie und zeigte, wie Zellpotentiale von Konzentration und Temperatur abhängen. Dieser Durchbruch brachte ihm den Nobelpreis für Chemie im Jahr 1920 ein.

Moderne Entwicklungen (1900er-heute)

Im Laufe des 20. Jahrhunderts verfeinerten Wissenschaftler unser Verständnis elektrochemischer Prozesse:

Peter Debye und Erich Hückel entwickelten in den 1920er Jahren Theorien über Elektrolytlösungen.
Die Entwicklung der Glaselektrode in den 1930er Jahren ermöglichte präzise pH- und Potentialmessungen.
John Bockris und Aleksandr Frumkin avancierten in den 1950er Jahren die Theorie der Elektrodenkinetik.
Digitale Potentiostate in den 1970er Jahren revolutionierten die experimentelle Elektrochemie.
Computermethoden in den 1990er Jahren und darüber hinaus ermöglichten molekulare Modellierungen elektrochemischer Prozesse.

Heute beinhalten elektrochemische Berechnungen ausgeklügelte Modelle, die nicht-ideales Verhalten, Oberflächenwirkungen und komplexe Reaktionsmechanismen berücksichtigen und auf Nernsts grundlegenden Erkenntnissen aufbauen.

Häufig gestellte Fragen

Was ist elektromotorische Kraft (EMK)?

Die elektromotorische Kraft (EMK) ist der elektrische Potentialunterschied, der von einer elektrochemischen Zelle erzeugt wird. Sie repräsentiert die Energie pro Ladungseinheit, die aus den Redoxreaktionen innerhalb der Zelle verfügbar ist. EMK wird in Volt gemessen und bestimmt die maximale elektrische Arbeit, die eine Zelle leisten kann.

Wie beeinflusst die Temperatur das Zellpotential?

Die Temperatur hat direkten Einfluss auf das Zellpotential durch die Nernst-Gleichung. Höhere Temperaturen erhöhen die Bedeutung des Entropieterms (RT/nF), was das Zellpotential für Reaktionen mit positivem Entropiewechsel potenziell verringern kann. Für die meisten Reaktionen verringert sich das Zellpotential bei steigender Temperatur leicht, obwohl die Beziehung von der spezifischen Thermodynamik der Reaktion abhängt.

Warum ist meine berechnete EMK negativ?

Eine negative EMK deutet darauf hin, dass die Reaktion, wie sie geschrieben ist, nicht spontan in der Vorwärtsrichtung ist. Dies bedeutet, dass die Reaktion natürlich in die umgekehrte Richtung verlaufen würde. Alternativ könnte es darauf hindeuten, dass Ihr Standardpotentialwert möglicherweise falsch ist oder dass Sie die Rollen von Anode und Kathode in Ihrer Berechnung vertauscht haben.

Kann ich die Nernst-Gleichung für nicht-wässrige Lösungen verwenden?

Ja, die Nernst-Gleichung gilt für nicht-wässrige Lösungen, jedoch mit wichtigen Überlegungen. Sie müssen Aktivitäten anstelle von Konzentrationen verwenden, und Referenzelektroden können sich unterschiedlich verhalten. Die Standardpotentiale werden ebenfalls von denen in wässrigen Systemen abweichen, was spezifische Werte für Ihr Lösungsmittelsystem erfordert.

Wie genau ist die Nernst-Gleichung für reale Anwendungen?

Die Nernst-Gleichung bietet hervorragende Genauigkeit für verdünnte Lösungen, bei denen Aktivitäten durch Konzentrationen approximiert werden können. Bei konzentrierten Lösungen, hohen ionischen Stärken oder extremen pH-Bedingungen können Abweichungen aufgrund nicht-idealen Verhaltens auftreten. In praktischen Anwendungen ist eine Genauigkeit von ±5-10 mV typischerweise mit der richtigen Parameterwahl erreichbar.

Was ist der Unterschied zwischen E° und E°'?

E° repräsentiert das Standardreduktionspotential unter Standardbedingungen (alle Spezies bei 1M Aktivität, 1 atm Druck, 25 °C). E°' (ausgesprochen "E null prime") ist das formale Potential, das die Auswirkungen von Lösungsbedingungen wie pH und Komplexbildung einbezieht. E°' ist oft praktischer für biochemische Systeme, in denen der pH auf nicht-standardisierte Werte fixiert ist.

Wie bestimme ich die Anzahl der übertragenen Elektronen (n)?

Die Anzahl der übertragenen Elektronen (n) wird aus der ausgeglichenen Redoxreaktion bestimmt. Schreiben Sie die Halbgleichungen für Oxidation und Reduktion auf, balancieren Sie sie separat und identifizieren Sie, wie viele Elektronen übertragen werden. Der Wert von n muss eine positive ganze Zahl sein und repräsentiert den stöchiometrischen Koeffizienten der Elektronen in der ausgeglichenen Gleichung.

Kann EMK für Konzentrationszellen berechnet werden?

Ja, Konzentrationszellen (in denen dasselbe Redoxpaar bei unterschiedlichen Konzentrationen existiert) können mit einer vereinfachten Form der Nernst-Gleichung analysiert werden: E = (RT/nF)ln(C₂/C₁), wobei C₂ und C₁ die Konzentrationen an der Kathode und Anode sind. Der Standardpotentialterm (E°) fällt in diesen Berechnungen weg.

Wie beeinflusst der Druck die EMK-Berechnungen?

Für Reaktionen, die Gase betreffen, beeinflusst der Druck das Reaktionsquotient Q. Laut der Nernst-Gleichung erhöht ein steigender Druck der gasförmigen Reaktanten das Zellpotential, während ein steigender Druck der gasförmigen Produkte es verringert. Dieser Effekt wird berücksichtigt, indem partielle Drücke (in Atmosphären) in die Berechnung des Reaktionsquotienten einbezogen werden.

Was sind die Einschränkungen des Zell-EMK-Rechners?

Der Rechner geht von idealem Verhalten der Lösungen, vollständiger Reversibilität der Reaktionen und konstanter Temperatur in der gesamten Zelle aus. Möglicherweise werden Effekte wie Übergangspotentiale, Aktivitätskoeffizienten in konzentrierten Lösungen oder Einschränkungen der Elektrodenkinetik nicht berücksichtigt. Für hochpräzise Arbeiten oder extreme Bedingungen können zusätzliche Korrekturen erforderlich sein.

Codebeispiele für EMK-Berechnungen

Python

1import math
2
3def calculate_emf(standard_potential, temperature, electron_count, reaction_quotient):
4    """
5    Berechnet die EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
6    
7    Args:
8        standard_potential: Standardzellenpotential in Volt
9        temperature: Temperatur in Kelvin
10        electron_count: Anzahl der übertragenen Elektronen
11        reaction_quotient: Reaktionsquotient Q
12        
13    Returns:
14        Zellpotential (EMK) in Volt
15    """
16    # Konstanten
17    R = 8.314  # Gaskonstante in J/(mol·K)
18    F = 96485  # Faraday-Konstante in C/mol
19    
20    # Berechne RT/nF
21    rt_over_nf = (R * temperature) / (electron_count * F)
22    
23    # Berechne natürlichen Logarithmus des Reaktionsquotienten
24    ln_q = math.log(reaction_quotient)
25    
26    # Berechne EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
27    emf = standard_potential - (rt_over_nf * ln_q)
28    
29    return emf
30
31# Beispielverwendung
32standard_potential = 1.10  # Volt
33temperature = 298  # Kelvin
34electron_count = 2
35reaction_quotient = 1.5
36
37emf = calculate_emf(standard_potential, temperature, electron_count, reaction_quotient)
38print(f"Berechnete EMK: {emf:.4f} V")
39

JavaScript

1function calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient) {
2  // Konstanten
3  const R = 8.314;  // Gaskonstante in J/(mol·K)
4  const F = 96485;  // Faraday-Konstante in C/mol
5  
6  // Berechne RT/nF
7  const rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
8  
9  // Berechne natürlichen Logarithmus des Reaktionsquotienten
10  const lnQ = Math.log(reactionQuotient);
11  
12  // Berechne EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
13  const emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
14  
15  return emf;
16}
17
18// Beispielverwendung
19const standardPotential = 1.10;  // Volt
20const temperature = 298;  // Kelvin
21const electronCount = 2;
22const reactionQuotient = 1.5;
23
24const emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
25console.log(`Berechnete EMK: ${emf.toFixed(4)} V`);
26

Excel

1' Excel-Funktion zur EMK-Berechnung
2Function CalculateEMF(E0 As Double, T As Double, n As Integer, Q As Double) As Double
3    ' Konstanten
4    Const R As Double = 8.314   ' Gaskonstante in J/(mol·K)
5    Const F As Double = 96485   ' Faraday-Konstante in C/mol
6    
7    ' Berechne RT/nF
8    Dim rtOverNF As Double
9    rtOverNF = (R * T) / (n * F)
10    
11    ' Berechne EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
12    CalculateEMF = E0 - (rtOverNF * Application.Ln(Q))
13End Function
14
15' Verwendung in einer Zelle: =CalculateEMF(1.10, 298, 2, 1.5)
16

MATLAB

1function emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient)
2    % Berechnet die EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
3    %
4    % Eingaben:
5    %   standardPotential - Standardzellenpotential in Volt
6    %   temperature - Temperatur in Kelvin
7    %   electronCount - Anzahl der übertragenen Elektronen
8    %   reactionQuotient - Reaktionsquotient Q
9    %
10    % Ausgabe:
11    %   emf - Zellpotential (EMK) in Volt
12    
13    % Konstanten
14    R = 8.314;  % Gaskonstante in J/(mol·K)
15    F = 96485;  % Faraday-Konstante in C/mol
16    
17    % Berechne RT/nF
18    rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
19    
20    % Berechne natürlichen Logarithmus des Reaktionsquotienten
21    lnQ = log(reactionQuotient);
22    
23    % Berechne EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
24    emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
25end
26
27% Beispielverwendung
28standardPotential = 1.10;  % Volt
29temperature = 298;  % Kelvin
30electronCount = 2;
31reactionQuotient = 1.5;
32
33emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
34fprintf('Berechnete EMK: %.4f V\n', emf);
35

Java

1public class EMFCalculator {
2    // Konstanten
3    private static final double R = 8.314;  // Gaskonstante in J/(mol·K)
4    private static final double F = 96485;  // Faraday-Konstante in C/mol
5    
6    /**
7     * Berechnet die EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
8     * 
9     * @param standardPotential Standardzellenpotential in Volt
10     * @param temperature Temperatur in Kelvin
11     * @param electronCount Anzahl der übertragenen Elektronen
12     * @param reactionQuotient Reaktionsquotient Q
13     * @return Zellpotential (EMK) in Volt
14     */
15    public static double calculateEMF(double standardPotential, double temperature, 
16                                     int electronCount, double reactionQuotient) {
17        // Berechne RT/nF
18        double rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
19        
20        // Berechne natürlichen Logarithmus des Reaktionsquotienten
21        double lnQ = Math.log(reactionQuotient);
22        
23        // Berechne EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
24        double emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
25        
26        return emf;
27    }
28    
29    public static void main(String[] args) {
30        double standardPotential = 1.10;  // Volt
31        double temperature = 298;  // Kelvin
32        int electronCount = 2;
33        double reactionQuotient = 1.5;
34        
35        double emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
36        System.out.printf("Berechnete EMK: %.4f V%n", emf);
37    }
38}
39

C++

1#include <iostream>
2#include <cmath>
3#include <iomanip>
4
5/**
6 * Berechnet die EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
7 * 
8 * @param standardPotential Standardzellenpotential in Volt
9 * @param temperature Temperatur in Kelvin
10 * @param electronCount Anzahl der übertragenen Elektronen
11 * @param reactionQuotient Reaktionsquotient Q
12 * @return Zellpotential (EMK) in Volt
13 */
14double calculateEMF(double standardPotential, double temperature, 
15                   int electronCount, double reactionQuotient) {
16    // Konstanten
17    const double R = 8.314;  // Gaskonstante in J/(mol·K)
18    const double F = 96485;  // Faraday-Konstante in C/mol
19    
20    // Berechne RT/nF
21    double rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
22    
23    // Berechne natürlichen Logarithmus des Reaktionsquotienten
24    double lnQ = std::log(reactionQuotient);
25    
26    // Berechne EMK mithilfe der Nernst-Gleichung
27    double emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
28    
29    return emf;
30}
31
32int main() {
33    double standardPotential = 1.10;  // Volt
34    double temperature = 298;  // Kelvin
35    int electronCount = 2;
36    double reactionQuotient = 1.5;
37    
38    double emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
39    std::cout << "Berechnete EMK: " << std::fixed << std::setprecision(4) << emf << " V" << std::endl;
40    
41    return 0;
42}
43

Visualisierung der elektrochemischen Zelle

E = E° - (RT/nF)ln(Q)

Referenzen

Bard, A. J., & Faulkner, L. R. (2001). Elektrochemische Methoden: Grundlagen und Anwendungen (2. Aufl.). John Wiley & Sons.
Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physikalische Chemie (10. Aufl.). Oxford University Press.
Bagotsky, V. S. (2005). Grundlagen der Elektrochemie (2. Aufl.). John Wiley & Sons.
Bockris, J. O'M., & Reddy, A. K. N. (2000). Moderne Elektrochemie (2. Aufl.). Kluwer Academic Publishers.
Hamann, C. H., Hamnett, A., & Vielstich, W. (2007). Elektrochemie (2. Aufl.). Wiley-VCH.
Newman, J., & Thomas-Alyea, K. E. (2012). Elektrochemische Systeme (3. Aufl.). John Wiley & Sons.
Pletcher, D., & Walsh, F. C. (1993). Industrielle Elektrochemie (2. Aufl.). Springer.
Wang, J. (2006). Analytische Elektrochemie (3. Aufl.). John Wiley & Sons.

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Zellen-EMF-Rechner: Nernst-Gleichung für elektrochemische Zellen

Zellen-EMF-Rechner

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