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 ${\textstyle {\ce {Ox1}}}$ oxida a ${\textstyle {\ce {Red2}}}$ ya que ${\textstyle {\ce {Ox2}}}$ no puede oxidar a ${\textstyle {\ce {Red1}}}$; se dice entonces que ${\textstyle {\ce {Ox1}}}$ es un oxidante más fuerte que ${\textstyle {\ce {Ox2}}}$ al mismo tiempo que ${\textstyle {\ce {Red2}}}$ es un reductor más fuerte que ${\textstyle {\ce {Red1}}}$.

Para realizar tales predicciones de manera cuantitativa medimos el potencial estándar de reducción (${\textstyle {\ce {E^{o}}}}$) (REVISAAAAAR!!!!!!) para lo cual suponemos un sistema de dos semirreacciones (una de ellas estándar de valor $0V$ 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:

$$E=E^{o}+{\frac {RT}{nF}}\ln {\frac {\text{[Ox]}}{\text{[Red]}}}$$

Donde

• ${\textstyle E^{o}}$ se refiere al potencial estándar de reducción ${\textstyle [{\text{V}}]}$
• ${\textstyle R}$ se refiere a la constante de los gases ideales ${\textstyle [8.31446{\frac {J}{mol*K}}]}$
• ${\textstyle T}$ se refiere a la temperatura absoluta del sistema ${\textstyle [{\text{K}}]}$
• ${\textstyle n}$ se refiere a la mol de electrones intercambiados por semirreacción ${\textstyle [{\text{mol}}]}$
• ${\textstyle F}$ se refiere a la constante de Faraday ${\textstyle [eN_{A}=96485.33212{\frac {C}{mol}}]}$Si la
• ${\textstyle [{\text{Ox}}]}$ y ${\textstyle [{\text{Red}}]}$ refieren a la concentración molar de cada especie oxidante y reductora Error al representar (MathML con SVG o PNG como alternativa (recomendado para navegadores modernos y herramientas de accesibilidad): respuesta no válida («Math extension cannot connect to Restbase.») del servidor «https://wikimedia.org/api/rest_v1/»:): {\textstyle [\frac{mol}{L}]}

Si trabajamos en condiciones normales de temperatura (${\textstyle 20^{o}C}$) y transformando el logaritmo natural a uno base diez podemos aproximar la ecuación de Nernst a la siguiente:

$$E=E^{o}+{\frac {0.058}{n}}\log _{10}{\frac {\text{[Ox]}}{\text{[Red]}}}$$

El valor constante de Error al representar (MathML con SVG o PNG como alternativa (recomendado para navegadores modernos y herramientas de accesibilidad): respuesta no válida («Math extension cannot connect to Restbase.») del servidor «https://wikimedia.org/api/rest_v1/»:): {\displaystyle 0.058} suele redondearse a Error al representar (MathML con SVG o PNG como alternativa (recomendado para navegadores modernos y herramientas de accesibilidad): respuesta no válida («Math extension cannot connect to Restbase.») del servidor «https://wikimedia.org/api/rest_v1/»:): {\displaystyle 0.06} según cuanta precisión se desee. En caso de que el sistema esté representado porError al representar (MathML con SVG o PNG como alternativa (recomendado para navegadores modernos y herramientas de accesibilidad): respuesta no válida («Math extension cannot connect to Restbase.») del servidor «https://wikimedia.org/api/rest_v1/»:): {\displaystyle \ce{a Ox + n e^- <=> b Red}} Entonces la ecuación se adapta como:

$$E=E^{o}+{\frac {0.058}{n}}\log _{10}{\frac {[Ox]^{a}}{[Red]^{b}}}$$

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)