La Ecuación de Nernst expresa la relación cuantitativa entre
el potencial redox estándar de un par redox determinado, su potencial observado
y la proporción de concentraciones entre el donador de electrones y el aceptor.
La ecuación de Nernst se presenta como:
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RT [aceptor]
Eh
= E° + --- ln ---------
(1)
nF [donador]
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donde, E° = potencial redox estándar a pH = 7.0,
T = 298 °K y todas
las concentraciones se encuentran a 1.0 M.
Eh =
potencial de electrodo observado.
R = constante de
los gases, 8.31 J/°mol.
T = temperatura
absoluta en °K.
n = número de e-
transferidos.
F = constante de
Faraday, 23,062 cal/V ó 96,406 J/V.
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Si T = 298 °K,
el término 2.303(RT / nF) tiene el valor de 0.059 mV/década
cuando n = 1 y, 0.03 cuando n = 2.
El potencial de equilibrio de un ion a través de una
interfaSe descrito por la ecuación es:
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RT C2
E°
= - --- ln ---- (2)
ZF C1
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donde, RT/ZF = 25.3 mV, si T =
293.15 °K y Z = 1.
C2 y C1
son las concentraciones a cada lado de la interfase.
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Dado que la ecuación de Nernst es de aplicación universal
para los potenciales de estado estacionario generados por una diferencia de
concentraciones a través de cualquier tipo de interfases (como son las celdas
electroquímicas, membranas biológicas o artificiales y el electrodo selectivo),
es posible demostrar su validez comprobando las predicciones derivadas de dicha
ecuación. Esto puede hacerse fácilmente usando un electrodo selectivo para
catión.
Para un electrodo selectivo para un ion univalente como H+,
K+ o Na+, la ecuación (1) puede escribirse de la
siguiente manera:
E° = A + 0.059 log C1 (3)
donde, C1 es la concentración externa al
electrodo; A es una constante que incluye términos de la concentración
interna del electrodo, del potencial asimétrico que existe a través de su
membrana, que es característico para cada electrodo y, del potencial eléctrico
de referencia.
Como se puede observar, la ecuación de (2) tiene la forma de
la ecuación de una recta de pendiente m = - 59 cuando se grafica
potencial eléctrico en mV, contra -log C1 o pC1.
Las soluciones ácidas y básicas poseen potenciales
eléctricos medibles por medio de electrodos, el más usado es el de vidrio, el
cual consta de una semicelda de Ag-AgCl inmersa en HCl a una concentración
conocida. La semicelda es un electrodo calomel que consiste de Mg-MgCl en una
solución de KCl a una concentración conocida. Las membranas muy delgadas de
vidrio son permeables selectivamente para iones H+. El potencial a
través de ésta membrana es un potencial de concentración debido a diferencias
en la concentración de H+ y teóricamente está regida por la ecuación
de Nernst.
El electrodo de vidrio es aplicable prácticamente a toda
clase de sustancias, incluso las que contienen oxidantes o reductores fuertes.
Puede introducirse en sustancias semisólidas como el queso y obtener valores de
pH satisfactorios. Asimismo, es ideal para medir pH de líquidos biológicos.
La Ecuación de Nernst, nos
permite calcular la FEM, que se genera en condiciones diferentes al estándar.
Nernst, durante el desarrollo de su investigación, para
encontrar la FEM a condiciones diferentes del estándar, La ecuación de
Nernst, se obtiene a partir de la dependencia que existe entre la FEM
de la celda y el cambio de energía libre ΔG en condiciones diferentes al
estándar.
La ecuación de Nernst se obtiene, a partir de la :
Walther Hermann Nernst (* Briesen, Prusia, 25 de junio de 1864 - † Ober-Zibelle, Alemania, 18 de noviembre de 1941), fue un físico y químico alemán, premio Nobel de Química en 1920.
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