Diferencia entre revisiones de «Ecuación de Nernst»

Revisión del 14:07 16 ene 2026

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^[1].

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*N_A=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.

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↑ Charlot, G. Química Analítica General, Tomo 1, New York, NY, Ed. Toray-Masson, New York, NY, 1980.

[:0-1] Charlot, G. Química Analítica General, Tomo 1, New York, NY, Ed. Toray-Masson, New York, NY, 1980.

[1]

@@ Línea 1: / Línea 1: @@
 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 <code>Ox<sub>1</sub></code> oxida a <code>Red<sub>2</sub></code> ya que <code>Ox<sub>2</sub></code> no puede oxidar a <code>Red<sub>1</sub></code>; se dice entonces que <code>Ox<sub>1</sub></code> es un oxidante más fuerte que <code>Ox<sub>2</sub></code> al mismo tiempo que <code>Red<sub>2</sub></code> es un reductor más fuerte que <code>Red<sub>1</sub></code><ref name=":0">Charlot, G. Química Analítica General, Tomo 1, New York, NY, Ed. Toray-Masson, New York, NY, 1980.</ref>.
-Para realizar tales predicciones de manera cuantitativa medimos el '''<u>potencial estándar de reducción (<code>E°</code>)</u>''' (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''' cuya forma es:
+Para realizar tales predicciones de manera cuantitativa medimos el '''<u>potencial estándar de reducción (<code>E°</code>)</u>''' (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:
-[[Archivo:Ecuación de Nernst completa.png|centro|sinmarco|275x275px]]
+[[Archivo:Ecuación de Nernst completa.png|centro|sinmarco|234x234px]]
 Donde
-*<math display="inline">E^{o}</math> se refiere al potencial estándar de reducción <math display="inline">[\text{V}]</math>
+*<code>E°</code> se refiere al potencial estándar de reducción <code>[V] = Volts</code>
-*<math display="inline">R</math> se refiere a la constante de los gases ideales <math display="inline">[8.31446\frac{J}{mol*K}]</math>
+*<code>R</code> se refiere a la constante de los gases ideales <code>[8.31446 J/mol*K]</code>
-*<math display="inline">T</math> se refiere a la temperatura absoluta del sistema <math display="inline">[\text{K}]</math>
+*<code>T</code> se refiere a la temperatura absoluta del sistema <code>[K] = Kelvin</code>
-*<math display="inline">n</math> se refiere a la mol de electrones intercambiados por semirreacción <math display="inline">[\text{mol}]</math>
+*<code>n</code> se refiere a la mol de electrones intercambiados por semirreacción <code>[mol]</code>
-*<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
+*<code>F</code> se refiere a la constante de Faraday <code>[e*N<sub>A</sub>=96485.33212 C/mol]</code>
-*<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>
+*<code>[Ox]</code> y <code>[Red]</code> refieren a la concentración molar de cada especie oxidante y reductora <code>[mol/L]</code>
-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.
+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''':
+[[Archivo:Ecuación de Nernst simplificada.png|centro|sinmarco|231x231px]]
+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
+[[Archivo:SemiRedox completa.png|centro|sinmarco|160x160px|SemiRedox completa]]
+Entonces la ecuación se adapta como:
+[[Archivo:EcNernst3.png|centro|sinmarco|232x232px|EcNernst3]]
+Cabe recalcar que esta ecuación se aplica sólo a semirreacciones y no así para sistemas completos.
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