Ecuación de Nernst

Para poder predecir qué reacción se lleva a cabo en cada electrodo es necesario conocer la fuerza de cada par oxidante-reductor siendo que en este caso Ox1 oxida a Red2 ya que Ox2 no puede oxidar a Red1; se dice entonces que Ox1 es un oxidante más fuerte que Ox2 al mismo tiempo que Red2 es un reductor más fuerte que Red1.

Para realizar tales predicciones de manera cuantitativa medimos el potencial estándar de reducción (E°) (REVISAAAAAR!!!!!!) para lo cual suponemos un sistema de dos semirreacciones (una de ellas estándar de valor 0 V y la otra a estudiar) enlazadas mediante un hilo conector inerte (generalmente de platino). Si medimos el potencial eléctrico de equilibrio estaremos midiendo el de la semirreacción de interés y está dado por la Ecuación de Nernst completa cuya forma es:

Donde

• E° se refiere al potencial estándar de reducción [V] = Volts
• R se refiere a la constante de los gases ideales [8.31446 J/mol*K]
• T se refiere a la temperatura absoluta del sistema [K] = Kelvin
• n se refiere a la mol de electrones intercambiados por semirreacción [mol]
• F se refiere a la constante de Faraday [e*NA=96485.33212 C/mol]
• [Ox] y [Red] refieren a la concentración molar de cada especie oxidante y reductora [mol/L]

Si trabajamos en condiciones normales de temperatura (20 °C) y transformando el logaritmo natural a uno base diez podemos aproximar a la ecuación de Nernst simplificada:

El valor constante de 0.058 suele redondearse a 0.06 según cuanta precisión se desee. En caso de que el sistema esté representado por

Entonces la ecuación se adapta como:

Cabe recalcar que esta ecuación se aplica sólo a semirreacciones y no así para sistemas completos.

Siguiente página: Cálculo del potencial en el Punto de Equivalencia (PE)