República Bolivariana de Venezuela. Ministerio del Poder Popular para la Defensa. Universidad Nacional Experimental Politécnica de la Fuerza Armada Nacional Núcleo Sucre. Sede Cumaná
ECUACIÓN DE NERNST
Prof.: Ing. Daniel Leonett
Integrantes: Salazar Ceymar C.I: 24.873.962 Rodríguez Emily C.I: 23.582.092 Weil Dieter
C.I: 19.979.092
Telleria Niurlys C.I: 22.631.939 Pereda Karleannys C.I: 24.514.152 Alfonzo José C.I: 23.923.719 Gómez Grabiel C.I: 22.627.706
Sección 01, Ing. Mecánica 7mo semestre
Cumaná, marzo de 2014.
ECUACIÓN DE NERNST Gómez y Alcaraz (2006) dicen “la ecuación de Nernst expresa la relación cuantitativa entre el potencial redox (medida de la actividad de los electrones) estándar de un par redox determinado, su potencial observado y la proporción de concentraciones entre el donador de electrones y el aceptor”. (p.19). 1
Figura 1.1 Pila formada por electrodos de hierro y cobre sumergidos en una disolución 1M de sus iones
Según la figura 1.1 que da la fuerza electro motriz (FEM) de una pila se establece que “…esta no contempla el efecto de la temperatura ni de la concentración de las disoluciones” (Gómez y Alcaraz 2004, p. 22). 1 Si se tiene en cuenta estos factores, la FEM de la pila puede calcularse mediante la ecuación 1, que se conoce como la ecuación de nernst:
(ecu. 1) Donde (R) es la constante de los gases; (n) es el número de los electrones que participan en las reacciones de cada semipila; (F) es la constante de faraday; la concentracion ionica molar de cada disolucion y (T) la temperatura absoluta,1 para una temperatura estandar de 25 ºc, la ecuación 1 se convierte en la ecuación 2.
(ecu. 2) Para que la reacción prevista sea espontanea ∆E debe ser positiva. En caso contrario, la reacción se producirá en sentido contrario. Por lo tanto, el potencial de una semipila de un metal, en función de la concentración efectiva de sus iones metálicos en disolución, 1 será la ecuación 3.
(ecu. 3) Basandonos en el criterio del autor podemos afirmar que la ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo fuera de las condiciones estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K ó 25 ºC), el potencial de reducción se expresa en voltios (v). 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 interfaces (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.
Ecuacion de nernst: su esfera de significacion
Figura 1.2 En la región estrecha de los sobre potenciales o sobretensiones pequeños la relación entre i y n es lineal, mientras que para las sobretensiones lo suficientemente altas, positivos o negativos, la curva de i en función de n se vuelve exponencial.
Según Bockris y Reddy (2003) establecen: “La ecuación de Nernst es la ley que describe la situación en un punto único de la curva en la que se representa i en función de n, ley que representa la diferencia de potencia a través de una interface en el equilibrio (i=0)”.2 (p. 955)
Ya pasado el apogeo del empleo de esta ecuación de equilibrio. Es posible escribir la ecuación de nernst de forma exponencial como se observa en la ecuación 4.
(ecu. 4) Lo planteado a través de la ecuación de Nernst busca estudiar un punto preciso o determinado de la curva donde se representa i en función de n. La ecuación de nernst se basa en la ecuación general de bulter-volmer donde se incorpora el diferencial de potencia mediante la interface de equilibrio.
Efecto de la concentración: ecuación de nernst Figura 1.3 Celda electroquímica en la que puede medirse la tendencia para la reacción 2+ 2+ cu +Pb T Cu + Pb . En esta configuración, el voltímetro representado por “E” tiene una resistencia muy alta y la corriente no puede fluir.
Stanley (2007), estable que: “si la concentración de iones Cu2+ (cobre) aumenta manteniendo constante todo lo demás, se visualiza pronto que el potencial del electrodo izquierdo se hará más positivo porque la mayor concentración de iones Cu2+ deficiente de electrones, agrupados a su alrededor tienden a atraer electrones del electrodo. La disminución de iones Cu2+ tienen el efecto opuesto”.3 (p. 68) La concentración de ion Pb2+ (plomo) en el electrodo derecho aumenta, es más (difícil) para los átomos Pb dejar el electrodo de Pb en forma de iones positivamente cargados y, por consiguiente, hay una tendencia mayor para que los electrones se queden atrás en el electrodo Pb, de forma que su potencial tiende a ser positivo. A un valor más bajo de (Pb2+) en la semi-celda derecha, se verifica exactamente lo opuesto, tal efecto de la concentración sobre E, se expresa mediante la ecuación 5 de nernst aplicando la reacción.
Cu2+ + Pb T Cu + Pb2+ E0= 0,463 V (ecu. 5)
El potencial de la celda (E), esta dado por la ecuación 6 de nernst
(ecu. 6) Donde R es la constante molar de los gases, T es la temperatura absoluta, F es la constante de Farady, n es el número de electrones involucrados en la semireacción (2 en este caso) y las actividades se aproximan usando las concentraciones a 25ºc, el valor de 2.303 RT/f es 0.0591.3 Como ejemplo de la aplicación de la ecuación de nernst, puede suponerse que Cu2+=3,33x10-4 mol/l y Pb2+=0,0137 mol/l.3 sustituyendo la ecuación de nernst anterior se obtiene la ecuación 7.
(ecu. 7) El valor E es positivo y la reacción en la ecuación 7 demuestra que tiene tendencia a desplazarse hacia la derecha tal como está escrito. Según el análisis realizado se determina que la concentración de los reactivos es proporcional a la FEM; sin embargo cuando la concentración de los productos aumenta la FEM disminuye. Sin embargo, el puente salino cumple un papel importante en la ecuación de nernst, ya que, si se desea que los cationes presentes en ambas semi reacciones no se mezclen. Un ejemplo de ellos sería el níquel, y que los electrodos se toquen entre sí, es necesario una separación entre ambos. Una solución a esto es el uso de un puente salino, el cual, une dos frascos que contiene cada uno a un electrodo y la solución correspondiente, donde se llevarán a cabo las semi reacciones del sistema pero sin mezclarse. Suponga que tiene iones plata, Ag+, en un recipiente a concentración 1M y en otro los mismos iones pero a concentración distinta de 10 -2M. Se une ambos recipientes por un puente salino y se observa cómo evoluciona el sistema. Se entiende que amos frascos poseen electrodos de plata inmersos. Como dato adicional se conoce que en una reacción espontánea la concentración de ambos frascos se tiende a igualar y por tanto aquel que posee menor concentración
tenderá a disolver electrodo y la otra por el contrario reducirá su concentración depositando plata desde la solución hacia el electrodo. De este modo es fácil identificar que la oxidación se realiza en el primer caso y la reducción en el segundo,4 así se tiene aplicando la ecuación 2 de Nernst.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. Gómez, F & Alcaraz, D. (2006). Manual básico de corrosión para el ingeniero . Murcia: Universidad de Murcia, pp. 19-22. 2. Bockris, J. & Reddy, A. (2003). Electroquímica moderna. Volumen 2. New York: Corporación
de
publicación
Plenum
NY,
USA.
Editorial
Reverté
S.A.,
pp 934-956. 3. Stanley, E. (2007). Introducción a la química ambiental . México D. F.: Universidad autónoma de México. Editorial Reverté S.A., pp. 68. 4. Cerón, M. & Bubert, A. (2004). Elementos de electroquímica , pp. 23
