Descripcion sobre la ecuacion de nernstfin

1. Electroquímica
Ecuación de Nernst
Aguinaga Maya Veronica
Cruz Estrada David
Lucena Martínez Patricia
Moreno Ayala Vanessa Guadalupe
Salgado Nava David
Dra. Edelmira Rodríguez Clemente
6 de Abril del 2016

2. 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.

3. • 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.

4. 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.

5. 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.

6. 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.

7. Para una reacción 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 la ecuación es:
𝐸 = 𝐸0 −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝐶 𝑐
𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Donde:
𝑪 , 𝑫 , 𝑨 , 𝒚 𝑩 , 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 reacción
F es la constante de Faraday
𝑬 𝟎
es el potencial en condiciones estándar
R es la constante universal de los gases
T es la temperatura absoluta (kelvin)

8. 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:
𝐸0
= 𝐸0
𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 − 𝐸0
𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛

9. 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:
E0
red: Zn2+
aq + 2e- → Zns = -0.76 V
E0
red: Ag+
aq + e- → Ags = +0.80 V
Ecell = E0
cell - (0.0591 V/n)log Q
Q = [Zn2+]/[Ag+]2

10. 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 E0
red = +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 = 0.47
E = 1.56 V - (0.0591 / 2)log(0.47)
E = 1.57 V

12. Ε=
E°= +1.10 V
n= 2
Q=
1.0 𝑀
1.0𝑀
= 1
El potencial es igual al potencial de celda estándar, ya que
es se trabajo sobre una reacción estándar a 25°C.
E°-
0.059
𝑛
𝑙𝑜𝑔𝑄
E= 1.10-
0.059
2
log 1 = 1.10𝑉

13. 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.