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^[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 cuya forma es:

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 ${\textstyle [{\frac {mol}{L}}]}$

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: