Nernst denklemi sayfasının kaynağını görüntüle

[[Elektrokimya]]da '''Nernst denklemi''', bir elektrokimyasal reaksiyonun [[Azaltma potansiyeli|indirgenme potansiyelini]] ([[yarı hücre]] veya [[Elektrokimyasal hücre|tam hücre]] reaksiyonu); indirgeme ve [[oksidasyon]]a uğrayan [[kimyasal tür]]lerin [[standart elektrot potansiyeli]], [[Mutlak sıcaklık|sıcaklığı]] ve [[Termodinamik aktivite|aktiflikleri]] (genellikle konsantrasyonlarla yaklaşık olarak hesaplanır) ile ilişkilendiren bir denklemdir. Denklemi formüle eden Alman [[fiziksel kimya]]cı [[Walther Nernst|Walther Nernst'in]] adını almıştır.<ref name="isbn0-8412-1572-3">{{Kitap kaynağı|başlık=Electrochemistry, past and present|url=https://archive.org/details/electrochemistry0000unse_m6a2|yer=Columbus, OH|yayıncı=American Chemical Society|yıl=1989|isbn=978-0-8412-1572-6|oclc=19124885}}</ref><ref name="Wahl2005">{{Akademik dergi kaynağı|başlık=A Short History of Electrochemistry|yazarlar=Wahl|sayı=8|sayfalar=1820-1828|çalışma=Galvanotechtnik|yıl=2005|cilt=96}}</ref>

== Tanım ==

Hücre potansiyeli ile iyonların derişimleri arasında nicel bir ilişki,

Ox + ''z'' e<sup>−</sup> → Red

standart termodinamiğe göre mevcut [[Gibbs serbest enerjisi]]nin ({{Matematik|''ΔG''}}), [[standart durum]] ({{Matematik|''ΔG''{{su|p=<s>o</s>}}}}) altındaki serbest enerji değişimi ile ilişkilidir:

<math>\Delta G = \Delta G^{\ominus} + RT\ln Q_r</math>

burada {{Matematik|''Q''<sub>r</sub>}}, [[reaksiyon katsayısı]]dır. Elektrokimyasal reaksiyonla ilişkili hücre potansiyeli {{Mvar|E}}; aktarılan her coulomb yükü için Gibbs serbest enerjisindeki azalma olarak tanımlanır, bu da <math>\Delta G = -zFE</math> ilişkisine yol açar. {{Mvar|F}} sabiti ([[Faraday sabiti]]); {{Matematik|''N''<sub>A</sub>}}'nın [[Avogadro sayısı|Avogadro sabiti]], {{Mvar|q}}'nun temel [[elektron]] yükü olduğu {{Matematik|''F'' {{=}} ''N''<sub>A</sub>''q''}} denkleminde birim dönüştürme faktörüdür. Bu durum; bir elektrokimyasal yarı hücre için, doğrudan aşağıdaki Nernst denklemine götürür:

<math>E_\text{red} = E^\ominus_\text{red} - \frac{RT}{zF} \ln Q_r=E^\ominus_\text{red} - \frac{RT}{zF} \ln\frac{a_\text{Red}}{a_\text{Ox}}</math>

Tam bir elektrokimyasal reaksiyon için (tam hücre), denklem şu şekilde yazılabilir:

<math>E_\text{cell} = E^\ominus_\text{cell} - \frac{RT}{zF} \ln Q_r</math>

burada;

: {{Matematik|''E''<sub>red</sub>}} ilgili sıcaklıktaki yarı hücre [[Indirgenme potansiyeli|indirgenme potansiyeli]],
: {{Matematik|''E''{{su|p=<s>o</s>|b=red}}}} [[Standart elektrot potansiyeli|''standart'' yarı hücre indirgenme potansiyeli]],
: {{Matematik|''E''<sub>cell</sub>}} ilgili sıcaklıktaki hücre potansiyeli ([[elektromotor kuvvet]]),
: {{Matematik|''E''{{su|p=<s>o</s>|b=cell}}}} [[standart hücre potansiyeli]],
: {{Mvar|R}} [[gaz sabiti|evrensel gaz sabiti]]: {{Matematik|''R'' {{=}} {{val|8.31446261815324|u=J K<sup>−1</sup> mol<sup>−1</sup>}}}},
: {{Mvar|T}} [[kelvin]] cinsinden sıcaklık,
: {{Mvar|z}} hücre reaksiyonunda veya [[Yarım tepki|yarım reaksiyonda]] aktarılan[[elektron]]ların sayısı,
: {{Mvar|F}} Faraday sabiti, elektron  [[Mol (birim)|molü]] başına düşen [[coulomb]] sayısı: {{Matematik|''F'' {{=}} {{val|96485.3321233100184|u=C mol<sup>−1</sup>}}}},
: {{Matematik|''Q''<sub>r</sub>}} hücre reaksiyon katsayısı, ve
: {{Mvar|a}} ilgili türler için kimyasal [[Aktivite (kimya)|aktivitedir]]. Ayrıca aRed, indirgenmiş formun aktivitesidir ve aOx, oksitlenmiş formun aktivitesidir.

Denge sabitlerine benzer şekilde, aktiviteler de her zaman standart duruma göre ölçülür (çözünen maddeler için 1&nbsp;mol/L, gazlar için 1 atm). X türünün aktivitesi {{Matematik|''a''<sub>X</sub>}}, {{Matematik|''a''<sub>X</sub> {{=}} ''γ''<sub>X</sub>''c''<sub>X</sub>}} yoluyla {{Matematik|''c''<sub>X</sub>}} fiziksel derişimleri ile ilişkili olabilir; burada {{Matematik|''γ''<sub>X</sub>}} X türünün [[aktivite katsayısı]]dır. Aktivite katsayıları düşük derişimlerde birleşme eğiliminde olduğundan, Nernst denklemindeki aktiviteler genellikle basit derişimlerle değiştirilir. Alternatif olarak, biçimsel potansiyeli şu şekilde tanımlanır:

<math>E^{\ominus '}=E^{\ominus}+\frac{RT}{zF}\ln\frac{\gamma_{Ox}}{\gamma_{Red}}</math>

yarı hücre ve aynı şekilde tam hücre Nernst denklemi, derişimler cinsinden şu şekilde yazılabilir:

<math>E_\text{red}=E^{\ominus '}_\text{red} - \frac{RT}{zF} \ln\frac{C_\text{Red}}{C_\text{Ox}}</math>

Oda sıcaklığında (25&nbsp;°C), [[Boltzmann sabiti|termal voltaj]] <math>V_T=\frac{RT}{F}</math>, yaklaşık olarak 25.693 mV'tur. Nernst denklemi; genellikle [[doğal logaritmalardan]] ziyade 10 tabanlı [[logaritma]]lar (yani [[Adi logaritma|genel logaritmala]]r) cinsinden ifade edilir, bu durumda şöyle yazılır:

<math>E = E^0 + \frac{V_T}{z} \ln\frac{a_\text{Ox}}{a_\text{Red}} = E^0 + \frac{\lambda V_T}{z} \log_{10}\frac{a_\text{Ox}}{a_\text{Red}}</math>

burada ''&#x3BB;'' = ln(10) ve ''&#x3BB;V<sub>T</sub>'' = 0,05916... V'tur. Nernst denklemi, bir [[iyon]] türüne göre [[hücre zarı]]nın [[elektrik potansiyeli]]ni bulmak için [[fizyoloji]]de kullanılır. [[Asit çözüşme sabiti|Asit ayrışma sabitine]] bağlanabilir.

== Biyolojideki uygulamalar ==

=== Nernst potansiyeli ===
Nernst denklemi, bir zar boyunca z yüklü bir iyonun potansiyelini hesaplamak için kullanıldığında fizyolojik bir uygulamaya sahiptir. Bu potansiyel; hücre içindeki ve dışındaki iyon derişimi kullanılarak belirlenir:

<math>E = \frac{R T}{z F} \ln\frac{[\text{ion outside cell}]}{[\text{ion inside cell}]} = 2.3026\frac{R T}{z F} \log_{10}\frac{[\text{ion outside cell}]}{[\text{ion inside cell}]}.</math>

Membran [[termodinamik denge]]de olduğunda (yani net iyon akışı olmadığında) ve hücre yalnızca bir iyona geçirgen ise, o zaman [[membran potansiyeli]] o iyon için Nernst potansiyeline eşit olmalıdır.

=== Goldman denklemi ===
Membran birden fazla iyona geçirgen olduğunda; [[dinlenme potansiyeli]], elektrokimyasal kuvvet tarafından sağlanan toplam akım yoğunluğunun sıfır olduğu durumlarda [[GHK akı denklemi|GHK akış denkleminin]] bir çözümü olan Goldman denkleminden belirlenebilir:

<math>E_\mathrm{m} = \frac{RT}{F} \ln{ \left( \frac{ \displaystyle\sum_i^N P_{\mathrm{M}^+_i}\left[\mathrm{M}^+_i\right]_\mathrm{out} + \displaystyle\sum_j^M P_{\mathrm{A}^-_j}\left[\mathrm{A}^-_j\right]_\mathrm{in}}{ \displaystyle\sum_i^N P_{\mathrm{M}^+_i}\left[\mathrm{M}^+_i\right]_\mathrm{in} + \displaystyle\sum_j^M P_{\mathrm{A}^-_j}\left[\mathrm{A}^-_j\right]_\mathrm{out}} \right) },</math>

burada;

: {{Matematik|''E''<sub>m</sub>}} membran potansiyeli ([[volt]] cinsinden, [[joule]]/[[coulomb]] ile eşdeğerdir),
: {{Matematik|''P''<sub>ion</sub>}} iyonun geçirgenliği (metre/saniye cinsinden),
: {{Matematik|[ion]<sub>out</sub>}} iyonun hücre dışı derişimi (diğer SI birimleriyle eşleşmek için [[mol]]/metreküp, ancak iyon konsantrasyonu terimleri boyutsuz bir oran haline geldiğinden birimler kesinlikle önemli değildir),
: {{Matematik|[ion]<sub>in</sub>}} iyonun hücre içi derişimi (mol/metreküp cinsinden),
: {{Mvar|R}} [[gaz sabiti|ideal gaz sabiti]] (joule/([[kelvin]]*mol),
: {{Mvar|T}} kelvin  cinsinden sıcaklık,
: {{Mvar|F}} [[Faraday sabiti]]dir  (coulomb/mol).
Belirli bir iyonun; zardan net difüzyonuna tam olarak zıt olan hücre zarındaki potansiyele, o iyon için Nernst potansiyeli denir. Yukarıda görüldüğü gibi; Nernst potansiyelinin büyüklüğü, zarın iki tarafındaki belirli iyonun derişimlerinin oranı ile belirlenir. Bu oran ne kadar büyük olursa, iyonun bir yönde yayılma eğilimi o kadar büyük olur. Dolayısıyla difüzyonu önlemek için gereken Nernst potansiyeli de o kadar fazla olur. {{mvar|r}}'yi (taşıma oranının mutlak değeri) içeren benzer bir ifade mevcuttur. Bu, eşit olmayan değişimlere sahip taşıyıcaları hesaba katar. Bakınız: [[Na+/K+-ATPaz|taşıma oranının 2/3 olduğu sodyum-potasyum pompası]], bu nedenle aşağıdaki formülde r, 1.5'e eşittir. Buraya r = 1.5 çarpanı eklenmesinin nedeni '', J<sub>e.c.</sub>(Na<sup>+</sup>) + J <sup>e.c.</sup>(K<sup>+</sup>) elektrokimyasal kuvvetiyle'' akım yoğunluğunun artık sıfır olmamasıdır. Fakat bunun yerine J<sub>e.c.</sub>(Na<sup>+</sup>)+1.5J<sub>e.c.</sub>(K<sup>+</sup>)=0 (elektrokimyasal kuvvetle her iki iyonun akısı pompa tarafından telafi edilir, yani J<sub>e.c.</sub>=-J<sub>pump</sub>), GHK denklemini uygulamak için sınırlamaları değiştirir. Diğer değişkenler yukarıdaki ile aynıdır. Aşağıdaki örnek iki iyon içerir: potasyum (K<sup>+</sup>) ve sodyum (Na<sup>+</sup>). Klorürün dengede olduğu varsayılır.

<math>E_{m} = \frac{RT}{F} \ln{ \left( \frac{ rP_{\mathrm{K}^+}\left[\mathrm{K}^+\right]_\mathrm{out} + P_{\mathrm{Na}^+}\left[\mathrm{Na}^+\right]_\mathrm{out}}{ rP_{\mathrm{K}^+}\left[\mathrm{K}^+\right]_\mathrm{in} + P_{\mathrm{Na}^+}\left[\mathrm{Na}^+\right]_\mathrm{in}} \right) }.</math>

Klorür (Cl<sup>-</sup>) hesaba katıldığında,

<math>E_{m} = \frac{RT}{F} \ln{ \left( \frac{r P_{\mathrm{K}^+}\left[\mathrm{K}^+\right]_\mathrm{out} + P_{\mathrm{Na}^+}\left[\mathrm{Na}^+\right]_\mathrm{out} + P_{\mathrm{Cl}^-}\left[\mathrm{Cl}^-\right]_\mathrm{in}}{r P_{\mathrm{K}^+}\left[\mathrm{K}^+\right]_\mathrm{in} + P_{\mathrm{Na}^+}\left[\mathrm{Na}^+\right]_\mathrm{in} + P_{\mathrm{Cl}^-}\left[\mathrm{Cl}^-\right]_\mathrm{out}} \right) }.</math>

== Türetme ==

=== Boltzmann faktörünün kullanılması ===
Basit olması için; bir elektronlu tersinir reaksiyona giren, standart potansiyeli sıfır olan ve aktivitelerin konsantrasyonlarla (yani birim aktivite katsayısı) iyi temsil edildiği redoks aktif moleküllerin bir çözeltisini ele alınır.

Ox + e<sup>-</sup> {{Eqm}} Red

Bu çözeltinin kimyasal potansiyeli {{Matematik|''μ''<sub>c</sub>}}, çözeltinin elektrokimyasal potansiyelini belirleyen [[çalışma elektrotundan]] elektron almak ve çalışma elektronuna elektron vermek için gereken enerji bariyerleri arasındaki farktır. Oksitlenmiş moleküllerin indirgenmiş moleküllere oranı, {{Sfrac|[Ox]|[Red]}}, oksitlenme (elektron alma) olasılığının indirgenme olasılığına (elektron verme) eşittir. Bu süreç, Boltzmann sabiti cinsinden aşağıdaki gibi yazılabilir:

<math>\begin{align}
\frac{[\mathrm{Red}]}{[\mathrm{Ox}]}
&= \frac{\exp \left(-[\mbox{barrier for gaining an electron}]/kT\right)}{\exp \left(-[\mbox{barrier for losing an electron}]/kT\right)}\\[6px]
&= \exp \left(\frac{\mu_\mathrm{c}}{kT} \right). \end{align}</math>

Her iki tarafın doğal logaritması alınarak,

<math>\mu_\mathrm{c} = kT \ln \frac{[\mathrm{Red}]}{[\mathrm{Ox}]}.</math>

Eğer {{Matematik|''μ''<sub>c</sub> ≠ 0}} at{{Sfrac|[Ox]|[Red]}}=1 ise, bu ek sabitinin eklenmesi gerekir:

<math>\mu_\mathrm{c} = \mu_\mathrm{c}^0 + kT \ln \frac{[\mathrm{Red}]}{[\mathrm{Ox}]}.</math>

Kimyasal potansiyellerden elektrot potansiyellerine dönüştürmek için denklemi {{mvar|e}}'ye bölünerek ve {{Matematik|{{sfrac|''k''|''e''}} {{=}} {{sfrac|''R''|''F''}}}} {{Matematik|{{sfrac|''k''|''e''}} {{=}} {{sfrac|''R''|''F''}}}} olduğu hatırlanarak,<ref>{{math|''R'' {{=}} ''N''<sub>A</sub>''k''}}; see [[İdeal gaz yasası|gaz sabiti]]

{{math|''F'' {{=}} ''eN''<sub>A</sub>}}; see [[Faraday sabiti]]</ref> tek elektronlu işlem {{Kayma|Ox + e<sup>−</sup> → Red}} için Nernst denklemini elde edilir:

<math>\begin{align}
E &= E^0 - \frac{kT}{e} \ln \frac{[\mathrm{Red}]}{[\mathrm{Ox}]} \\
 &= E^0 - \frac{RT}{F} \ln \frac{[\mathrm{Red}]}{[\mathrm{Ox}]}.
\end{align}</math>

=== Termodinamiğin kullanılması (kimyasal potansiyel) ===
Burada miktarlar mol başına değil molekül başına verilmiştir ve bu nedenle {{math|''R''}} gaz sabiti ve {{math|''F''}} Faraday sabiti yerine, {{math|''k''}} [[Boltzmann sabiti]] ile {{math|''e''}} elektron yükü kullanılır. Çoğu kimya ders kitabında verilen molar miktarlara dönüştürmek için Avogadro sabiti ile çarpmak yeterlidir: {{Matematik|''R'' {{=}} ''kN''<sub>A</sub>}} ve {{Matematik|''F'' {{=}} ''eN''<sub>A</sub>}} Bir molekülün [[entropi]]si şu şekilde tanımlanır:

<math>S \ \stackrel{\mathrm{def}}{=}\ k \ln \Omega,</math>

burada {{Matematik|Ω}}, molekül için mevcut durumların sayısıdır. Durum sayısı, sistemin hacmi {{math|''V''}} ile doğrusal olarak değişmelidir (burada daha iyi anlaşılması için idealleştirilmiş bir sistem düşünülmüştür, böylece faaliyetler gerçek derişimlere çok yakın konumlandırılır. Bahsedilen doğrusallığın temel istatistiksel ispat, bu bölümün kapsamını aşmaktadır; ancak bunun doğru olduğunu görmek amaçlı, entropi değişiminin gerçekleştiği bir ideal gaz için klasik izotermal süreci düşünmek daha kolaydır, {{math|Δ''S'' {{=}} ''nR'' ln({{sfrac|''V''<sub>2</sub>|''V''<sub>1</sub>}})}}. Entropinin tanımından ve sabit sıcaklık ile gaz miktarı n koşulundan, durum sayısındaki değişimin {{math|{{sfrac|''V''<sub>2</sub>|''V''<sub>1</sub>}}}} hacmindeki göreli değişimle orantılı olması gerektiği sonucu çıkar. Bu anlamda; ideal gaz atomlarının istatistiksel özelliklerinde, aktivite katsayıları bire eşit olan bir çözeltinin çözünmüş türleri ile karşılaştırıldığında hiçbir fark yoktur. Sağlanan hacmi dolduran serbestçe "dolaşan" parçacıklar; {{mvar|c}} derişimiyle ile ters orantılıdır, bu nedenle entropiyi şu şekilde de yazabiliriz:

<math>S = k\ln \ (\mathrm{constant}\times V) = -k\ln \ (\mathrm{constant}\times c).</math>

Entropideki bir durum 1'den başka bir durum 2'ye geçiş bu nedenle,

<math>\Delta S = S_2 - S_1 = - k \ln \frac{c_2}{c_1},</math>

böylece durum 2'nin entropisi,

<math>S_2 = S_1 - k \ln \frac{c_2}{c_1}.</math>

Durum 1, {{Matematik|''c''<sub>1</sub>}}'in birimsel olduğu standart koşullarda ise (örneğin, 1 atm veya 1 M), yalnızca {{Matematik|''c''<sub>2</sub>}} birimlerini iptal edecektir. Bu nedenle, rastgele bir A molekülünün entropisi şu şekilde yazılabilir:

<math>S(\mathrm{A}) = S^0(\mathrm{A}) - k \ln [\mathrm{A}],</math>

burada {{Matematik|''S''<sup>0</sup>}}, standart koşullarda entropidir ve [A], A'nın derişimini gösterir. Bir reaksiyon için entropideki değişim,

{{Mvar|a}} A + {{Mvar|b}} B → {{Mvar|y}} Y + {{Mvar|z}} Z, şu şekilde verilir,

<math>\Delta S_\mathrm{rxn} = \big(yS(\mathrm{Y}) + zS(\mathrm{Z})\big) - \big(aS(\mathrm{A}) + bS(\mathrm{B})\big) 
= \Delta S^0_\mathrm{rxn} - k \ln \frac{[\mathrm{Y}]^y [\mathrm{Z}]^z}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b}.</math>

Son terimdeki oran, reaksiyon katsayısı olarak tanımlanır:

<math>Q_r = \frac{\displaystyle\prod_j a_j^{\nu_j}}{\displaystyle\prod_i a_i^{\nu_i}} \approx \frac{[\mathrm{Z}]^z [\mathrm{Y}]^y}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b},</math>

burada pay; reaksiyon ürünü aktivitelerinin bir ürünü, tepkime ürünü, {{Matematik|''a<sub>j</sub>''}} her biri bir [[Stokiyometri|stokiyometrik katsayının]] gücüne yükseltilmiş {{Matematik|''ν<sub>j</sub>''}} ve payda, reaktan aktivitelerinin benzer bir ürünüdür. Tüm aktiviteler bir {{Matematik|''t''}} zamanını gösterir. Belirli koşullar altında (bakınız: [[kimyasal denge]]) {{Matematik|''a{{su|b=j|p=ν<sub>j</sub>}}''}} gibi her bir aktivite terimi, bir derişim terimi [A] ile değiştirilebilir. Bir elektrokimyasal hücrede; hücre potansiyeli {{math|''E''}}, redoks reaksiyonlarından elde edilen kimyasal potansiyeldir ({{math|''E'' {{=}} {{sfrac|''μ''<sub>c</sub>|''e''}}}}). {{Matematik|''E''}}, [[Gibbs serbest enerjisi|Gibbs enerji]] değişimi {{Matematik|Δ''G''}} ile yalnızca bir sabitle ilişkilidir: {{Matematik|Δ''G'' {{=}} −''zFE''}}; burada, {{Matematik|''n''}} aktarılan elektron sayısı ve {{Matematik|''F''}}, Faraday sabitidir. Negatif bir işaret vardır çünkü doğal bir reaksiyon negatif bir ΔG serbest enerjisine ve pozitif bir {{math|''E''}} potansiyeline sahiptir. Gibbs enerjisi, {{Matematik|''G'' {{=}} ''H'' − ''TS''}} eşitliğinden entropi ile ilişkilidir; burada {{Matematik|''H''}}, [[entalpi]] ve {{Matematik|''T''}}, sistemin sıcaklığıdır. Bu ilişkiler kullanılarak Gibbs enerjisindeki değişim şu şekilde yazılabilir:

<math>\Delta G = \Delta H - T \Delta S = \Delta G^0 + kT \ln Q_r,</math>

ve hücre potansiyeli,

<math>E = E^0 - \frac{kT}{ze} \ln Q_r.</math>

Bu, Nernst denkleminin daha genel şeklidir. Redoks reaksiyonu için {{Kayma|Ox + {{mvar|n}} e<sup>−</sup> → Red}},

<math>Q_r = \frac{[\mathrm{Red}]}{[\mathrm{Ox}]},</math>

ve şu denklem ortaya çıkar:

<math>\begin{align}
E &= E^0 - \frac{kT}{ne} \ln \frac{[\mathrm{Red}]}{[\mathrm{Ox}]} \\
&= E^0 - \frac{RT}{nF} \ln \frac{[\mathrm{Red}]}{[\mathrm{Ox}]} \\
&= E^0 - \frac{RT}{nF} \ln Q_r.
\end{align}</math>

{{Matematik|''E''<sup>0</sup>}} standart koşullarındaki hücre potansiyeli, genellikle logaritmada bazı küçük düzeltmeler içeren ve aslında bir elektrokimyasal hücrede ölçülen potansiyel olan formal {{Matematik|''E''<sup>0</sup>′}}potansiyeli ile değiştirilir.

== Denge ile ilişkisi ==
Denge durumunda, elektrokimyasal potansiyel {{Matematik|(''E'') {{=}} 0}} ' dır ve dolayısıyla reaksiyon katsayısı, denge sabiti olarak bilinen {{Matematik|''Q'' {{=}} ''K<sub>eq</sub>''}} özel değerine ulaşır. Bu nedenle,

<math>\begin{align}
0 &= E^0 - \frac{RT}{zF} \ln K \\
\ln K &= \frac{zFE^0}{RT}.
\end{align}</math>

Veya [[Sıcaklık ve basınç için standart koşullar|standart sıcaklıkta]],

<math>\log_{10} K = \frac{zE^0}{\lambda V_T} = \frac{zE^0}{0.05916\text{ V}} \quad\text{at }T = 298.15~\text{K}.</math>

Böylece, bir redoks reaksiyonunun [[standart elektrot potansiyeli]] ile [[denge sabiti]] arasında ilişki kurulmuştur.

== Sınırlamalar ==
Seyreltik çözeltilerde, Nernst denklemi derişimler cinsinden doğrudan ifade edilebilir (çünkü aktivite katsayıları bire yakındır). Ancak daha yüksek derişimlerde iyonların gerçek aktiviteleri kullanılmalıdır. Bu durum; iyonların ideal olmayan aktivitelerinin değerlendirmesi genellikle deneysel ölçümler gerektirdiğinden, Nernst denkleminin kullanımını karmaşıklaştırır. Nernst denklemi, sadece elektrottan net akım akışı olmadığında da geçerlidir. Elektrot yüzeyindeki iyonların aktivitesi; akım akışı olduğunda değişir ve ölçülen potansiyele katkıda bulunan ek [[aşırı potansiyel]] ve dirençli kayıp terimler vardır.

Potansiyel belirleyici iyonların çok düşük derişimlerinde, Nernst denklemi tarafından tahmin edilen potansiyel {{Matematik|±∞}}'a yaklaşır. Bu sonuç fiziksel olarak anlamsızdır, çünkü bu koşullar altında [[Mevcut yoğunluğu değiştirin|değişim akımı yoğunluğu]] çok düşük hale gelir ve Nernst denkleminin tutması için gerekli termodinamik denge olmayabilir. Böyle bir durumda elektrot, dengesiz olarak adlandırılır. Diğer etkiler; [[Alexander Frumkin]], B Damaskin,<ref>[[J. Electroanal. Chem.]], 79 (1977), 259-266</ref> Sergio Trasatti vb. kişiler tarafından analiz edildiği üzere; [[çözünmüş elektronun]] elektrik transferine ve elektrot dengesine dahil olması gibi, sistemin elektrokimyasal davranışını kontrol etme eğilimindedir.

== İlgili bilimsel alanların önemi ==
Bu denklem, [[soğuk füzyon]]la ilgili bilimsel tartışmaya dahil olmuştur. Soğuk füzyonu keşfeden Fleischmann ve Pons, ağır su [[elektroliz]] hücresine batırılmış bir paladyum katotun, [[katot]] yüzeyinde 10<sup>27</sup> atmosfere kadar basınç sağlayabileceğini hesapladılar. Bu da kendiliğinden nükleer füzyona neden olacak kadar yeterli bir basınçtır. Gerçekte, yalnızca 10.000–20.000 atmosfere ulaşıldı. [[John R. Huizenga]], orijinal hesaplamalarının Nernst denkleminin yanlış yorumlanmasından etkilendiğini iddia etti.<ref>{{Kitap kaynağı|başlık=Cold Fusion: The Scientific Fiasco of the Century|sayfalar=33, 47|yer=Oxford and New York|yayıncı=Oxford University Press|seri=2|yıl=1993|isbn=978-0-19-855817-0}}</ref> Pd – Zr alaşımları hakkında bir makaleden alıntı yaptı.<ref name="Huot1989">{{Akademik dergi kaynağı|başlık=Electrolytic Hydrogenation and Amorphization of Pd-Zr Alloys|url=https://archive.org/details/sim_journal-of-the-electrochemical-society_1989-03_136_3/page/630|yazarlar=Huot|sayı=3|sayfalar=630-635|çalışma=Journal of the Electrochemical Society|yıl=1989|cilt=136|issn=0013-4651|doi=10.1149/1.2096700}}</ref> Denklem, iki redoks sistemi arasındaki reaksiyonun boyutunun hesaplanmasına izin verir. Örneğin, belirli bir reaksiyonun tamamlanıp tamamlanmayacağına karar vermek için kullanılabilir. Denge durumunda, iki yarı hücrenin emf'leri eşittir. Bu; {{Matematik|''K''<sub>c</sub>}}'nin, dolayısıyla reaksiyonun kapsamını sağlar.

== Ayrıca bakınız ==

* [[Konsantrasyon hücresi]]
* [[Elektrot potansiyeli]]
* [[Galvanik hücre]]
* [[Goldman denklemi]]
* [[Membran potansiyeli]]
* [[Nernst – Planck denklemi]]
* [[Çözülmüş elektron|Çözünmüş elektron]]

== Kaynakça ==
{{Kaynakça}}

== Dış bağlantılar ==

* [https://web.archive.org/web/20100808191814/http://www.nernstgoldman.physiology.arizona.edu/ Nernst / Goldman Denklem Simülatörü]
* [http://www.physiologyweb.com/calculators/nernst_potential_calculator.html Nernst Denklem Hesaplayıcı] {{Webarşiv|url=https://web.archive.org/web/20160604172216/http://www.physiologyweb.com/calculators/nernst_potential_calculator.html |tarih=4 Haziran 2016 }}
* [http://thevirtualheart.org/GHKindex.html Etkileşimli Nernst / Goldman Java Uygulaması] {{Webarşiv|url=https://web.archive.org/web/20210609033101/http://thevirtualheart.org/GHKindex.html |tarih=9 Haziran 2021 }}
* [http://www.doitpoms.ac.uk/tlplib/pourbaix/index.php DoITPoMS Öğretme ve Öğrenme Paketi - "Nernst Denklemi ve Pourbaix Diyagramları"] {{Webarşiv|url=https://web.archive.org/web/20141106095647/http://www.doitpoms.ac.uk/tlplib/pourbaix/index.php |tarih=6 Kasım 2014 }}

[[Kategori:Elektrokimyasal eşitlikler]]