ElectroquímicaEcuación de Nernst

Aguinaga Maya VeronicaCruz Estrada David

Lucena Martínez PatriciaMoreno Ayala Vanessa Guadalupe

Salgado Nava David

Dra. Edelmira Rodríguez Clemente

6 de Abril del 2016

Walther Hermann Nernst.(1864-1941) Fisicoquímico alemán que realizo trabajos en celdas galvánicas, en el mecanismo de la fotoquímica y en la termodinámica del equilibrio químico. Sus trabajos ayudaron a establecer la moderna físico-química. Sus descubrimientos incluyen la ecuación de Nernst.

• La ecuación de Nernst es útil para hallar el potencial de reducción en los electrodos en condiciones diferentes a los estándares. La ecuación lleva el nombre en honor a quien la formuló, el físico-químico alemán Walther Hermann Nernst.

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. Cuando las condiciones de concentración y de presión no son las estándar (1M, 1atm y 298K), se puede calcular el potencial de electrodo mediante la Ecuación de Nernst.

El potencial de electrodo de un par redox varía con las actividades de las formas reducida y oxidada del par, en el sentido de que todo aumento de la actividad del oxidante hace aumentar el valor del potencial, y viceversa.

La ecuación de Nernst se presenta como:

E° es el potencial redox estándar a pH = 7.0 (los potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción). La temperatura es 298K y todas las concentraciones se encuentran a 1.0 M.R es la constante de los gases. R=8.314 J/molK.E es el potencial corregido del electrodo.T es la temperatura absoluta en °K.n es el número de e- transferidos.F es la constante de Faraday; F=23,062 cal/V= 96,406 J/V.

Para una reacción𝑎𝐴+𝑏𝐵→𝑐𝐶+𝑑𝐷la ecuación es:

𝐸=𝐸0− 𝑅𝑇𝑛𝐹 ln ( [𝐶 ]𝑐 [𝐷 ]𝑑

[ 𝐴 ]𝑎 [𝐵 ]𝑏 )

Donde: , para disoluciones son las concentraciones molares en cualquier instante y para gases son las presiones parciales.n es el numero de moles que participan en la reacciónF es la constante de Faraday es el potencial en condiciones estándarR es la constante universal de los gasesT es la temperatura absoluta (kelvin)

POTENCIAL DE UNA CELDA.

• Los potenciales de las semirreacciones siempre se miden en el sentido de la reducción. Como en la reacción global una ocurre en el sentido de reducción y otra en el sentido de oxidación el potencial estándar será:

Ejemplo de la ecuación de Nernst:

Un electrodo de Zinc se sumerge en un ácido solución 0,80 M Zn2+ que está conectado por un puente de salino a una solución 1,30 M Ag+ que contiene un electrodo de Plata.Determinar el voltaje inicial de la célula a 298 K.Tendrá que consultar la tabla potencial de reducción estándar, lo que le dará la siguiente información:

E0red: Zn2+

aq + 2e- → Zns = -0.76 VE0

red: Ag+aq + e- → Ags = +0.80 V

Ecell = E0cell - (0.0591 V/n)log Q

Q = [Zn2+]/[Ag+]2

La reacción transcurre de forma espontánea por lo que E° es positivo. La única manera para que eso ocurra es que se oxida Zn (0,76 V) y se reduce de Plata (0,80 V). Una vez que se da cuenta de eso, se puede escribir la ecuación química balanceada para la reacción celular y puede calcular E°:

Zns → Zn2+aq + 2e- and E0

ox = +0.76 V 2Ag+

aq + 2e- → 2Ags and E0red = +0.80 V (se multiplicó por 2)

Que se suman para dar:Zns + 2Ag+

aq → Zn2+a + 2Ags with E0 = 1.56 V

Ahora, la aplicación de la ecuación de Nernst:Q = (0.80)/(1.30)2

Q = (0.80)/(1.69)Q = 0.47E = 1.56 V - (0.0591 / 2)log(0.47)E = 1.57 V

Ε=E°= +1.10 Vn= 2Q= El potencial es igual al potencial de celda estándar, ya que es se trabajo sobre una reacción estándar a 25°C.

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E-

Referencias:• Daniel C. Harris, Análisis Químico Cuantitativo , 3ª

Edición (2007) , Editorial Reverte S.A. , págs. 232-233.• J. M. Teijon, La química en problemas , 2ª Edición

(2006) , Editorial Tébar S.L. Madrid, España , pág. 257.• Bard J. Allen, Faulkner R. Larry, Métodos

Electroquímicos, 2°Edición, (2007) Editorial Clearance Center, Texas, pag.226.