Quelltext der Seite PH-Wert Abhängigkeit von Redoxsystemen

Das Elektrodenpotential von Redoxpaaren in sauren oder basischen Millieus hängt zusätzlich noch von dem pH-Wert des Redoxsystems ab.
Diese Beziehung zwischen dem pH-Wert und dem Elektrodenpotential kann man ebenfalls durch die [[Nernst-Gleichung]] aufzeigen.
Dazu betrachtet man beispielhaft die folgende Reaktion in saurem Millieu:
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<math> Mn^{2+}(aq) + 12 H_{2}O(l) \rightarrow MnO^{+}_{4}(aq) + 8H_{3}O^{+}(aq) + 5e^{-}</math>
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Steigt nun in diesem Beispiel die Konzentration der Oxonium-Ionen, so wird auch das Elektrodenpotential des Redoxpaares <math>Mn^{2+} / MnO^{-}_{4}</math> steigen. <br />
Denn formuliert man für dieses Redoxpaar die Nernst-Gleichung, so ergibt sich:
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<math>E = E^\circ + \frac {0,059}{5} V  \lg \frac {c(MnO^{-}_{4})c^{8}(H_{3}O^{+})}{c(Mn^{2+})}</math>
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Setzt man nun voraus, dass die Konzentration der  <math> MnO^{-}_{4}-Ionen </math> und die Konzentration der <math> Mn^{2+}_{ }-Ionen </math> konstant bleibt, so ergibt sich bei einem pH-Wert von 3 folgendes Eregebnis für das Elektrodenpotential: <br />
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<math>E = 1,5 V + 0,012 V \lg \frac {1 * (10^{-3})^{8}}{1} = 1,51V +0,012V \lg 10^{-24} = 1,22V</math>
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Vergleicht man diesen Wert mit einer Reaktion bei pH-Wert 1, so ergibt sich nach der Nernst-Gleich ein Potential von: <br />
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<math>E = 1,51V + 0,012V \lg \frac {1*(10^{-1})^{8}}{1} = 1,46V</math>
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Man sieht nun, dass sich das Potential um <math>\Delta E = 0,24 V </math> verändert hat.