Equació de Nernst

De Viquipèdia

L'equació de Nernst, desenvolupada pel químic i físic alemany Walther Hermann Nernst, s'utilitza per calcular el potencial de reducció d'un electròde quan les condicons no són les estàndard (concentració 1M, pressió d'1 atm, temperatura de 298K).

Taula de continguts

1 Equació
2 Aplicació a piles
3 Exemple d'aplicació
4 Simplificació per temperatura estàndard
5 Unitats

[edita] Equació

$E = E^{0} - \frac{2,303RT}{nF}\log(Q)$

On E és el potencial corregit de l'electròde, E $0$ el potencial en condicions estàndard (els potencials es troben tabulats per diferents reaccions redox), R la famosa constant dels gasos, T la temperatura absoluta, n la quantitat de mols d'electrons que participen a la reacció, F la constant de Faraday (aproximadament 96500 Coulomb/mol), i Q la següent expressió:

$Q = \frac{C^cD^d}{A^aB^b}$

On "C" i "D" són les pressions parcials i/o concentracions molars en cas de gasos o d'ions dissolts, respectivament, dels productes de reacció; "A" i "B" ídem per als reactius. Els exponents són la quantitat de mols de cada substància implicada en la reacció (quoficients estequiomètrics). A les substàncies en estat sòlid se'ls assigna concentració unitària, raó que explica que no apareixen en Q.

[edita] Aplicació a piles

La força electromotriu d'una pila es calcula amb la següent expressió:

$Δ E = E R e d C a t o d e - E R e d A n o d e$

Ambdós potencials de reducció es calculen amb l'equació de Nernst, per tant, traient factor comú i operant amb els logartitmes s'obté la següent equació:

$\Delta E = \Delta E^{0} - \frac{2,303RT}{nF}\log(Q)$

On " $Δ$ E" és la diferència de potencial corregida de la pila i " $Δ$ E $0$ la diferència de potencial de la pila en condicions estàndard, és a dir, calculada amb les reaccions tabulades, sense corregir amb l'equació de Nernst per electròdes.

[edita] Exemple d'aplicació

En la pila de reacció $2Al_{(s)} + 3Zn^{2+} \to 2Al^{3+} + 3Zn_{(s)}$ s'intercanvien 6 electrons, per tant $n = 6$ y $Q = \frac{[Al^{3+}]^2}{[Zn^{2+}]^3}$

On [ ] es refereix a concentració.

Si només es cerca el potencial corregit del càtode (reducció) llavors $Q = \frac{1}{[Zn^{2+}]^3}$

[edita] Simplificació per temperatura estàndard

Per T = 298K l'equació es redueix a:

$E = E_{0} - \frac{0,05916}{n}\log(Q)$

$\Delta E = \Delta E^{0} - \frac{0,05916}{n}\log(Q)$

Aquestes versions simplificades són les més utilitzades per electròdes i piles a temperatura ambient ja que l'error que es produeix per diferències entre la temperatura real i l'expressada en l'equació és insignificant.

[edita] Unitats

Les unitats del potencial de reducció s'expressen en volts (V). Les concentracions no inclouen les unitats pel que el resultat del logartime és adimensional.

Obtingut de "http://ca.wikipedia.org../../../e/q/u/Equaci%C3%B3_de_Nernst_6b5b.html"

Categoria: Química