Diferencia entre revisiones de «Ecuación de Nernst»

Revisión actual - 21:31 20 ene 2026

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-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 <chem display="inline">Ox1</chem> oxida a <chem display="inline">Red2</chem> ya que <chem display="inline">Ox2</chem> no puede oxidar a <chem display="inline">Red1</chem>; se dice entonces que <chem display="inline">Ox1</chem> es un oxidante más fuerte que <chem display="inline">Ox2</chem> al mismo tiempo que <chem display="inline">Red2</chem> es un reductor más fuerte que <chem display="inline">Red1</chem><ref name=":0">Charlot, G. Química Analítica General, Tomo 1, New York, NY, Ed. Toray-Masson, New York, NY, 1980.</ref>.
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-Para realizar tales predicciones de manera cuantitativa medimos el '''<u>potencial estándar de reducción (<chem display="inline">E^{o}</chem>)</u>''' (REVISAAAAAR!!!!!!) para lo cual suponemos un sistema de dos semirreacciones (una de ellas estándar de valor <math>0 V</math> 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''' cuya forma es:<math display="block">E = E^{o} + \frac{RT}{nF} \ln{\frac{\text{[Ox]}}{\text{[Red]}}}</math>Donde
-*<math display="inline">E^{o}</math> se refiere al potencial estándar de reducción <math display="inline">[\text{V}]</math>
-*<math display="inline">R</math> se refiere a la constante de los gases ideales <math display="inline">[8.31446\frac{J}{mol*K}]</math>
-*<math display="inline">T</math> se refiere a la temperatura absoluta del sistema <math display="inline">[\text{K}]</math>
-*<math display="inline">n</math> se refiere a la mol de electrones intercambiados por semirreacción <math display="inline">[\text{mol}]</math>
-*<math display="inline">F</math> se refiere a la constante de Faraday <math display="inline">[e N_A = 96485.33212 \frac{C}{mol}]</math>Si la
-*<math display="inline">[\text{Ox}]</math> y <math display="inline">[\text{Red}]</math> refieren a la concentración molar de cada especie oxidante y reductora <math display="inline">[\frac{mol}{L}]</math>
-Si trabajamos en condiciones normales de temperatura (<math display="inline">20^{o}C</math>) y transformando el logaritmo natural a uno base diez podemos aproximar la ecuación de Nernst a la siguiente:<math display="block">E = E^{o} + \frac{0.058}{n} \log_{10}{\frac{\text{[Ox]}}{\text{[Red]}}}</math>El valor constante de <math>0.058</math> suele redondearse a <math>0.06</math> según cuanta precisión se desee. En caso de que el sistema esté representado por<chem display="block">a Ox + n e^- <=> b Red</chem>Entonces la ecuación se adapta como:<math display="block">E = E^{o} + \frac{0.058}{n} \log_{10}{ \frac{ [Ox]^{a} }{ [Red]^{b} }}</math>Cabe recalcar que esta ecuación se aplica sólo a semirreacciones y no así para sistemas completos.
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