Equação de Nernst

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A Equação de Nernst, desenvolvida pelo químico e físico alemão Walter Nernst, é a relação quantitativa que permite calcular a força eletromotriz de uma pilha, para concentrações de íons diferentes de uma unidade. Também usado para cálculos em títulação de oxidação-redução.

A variação de energia livre, ΔG, de qualquer reação e variação de energia livre padrão, ΔG°, estão relacionadas por meio da seguinte relação:


\triangle G = \triangle G^{0} + R T ln Q


Onde Q é a expressão da lei de ação das massas da reação. Para uma reação de oxido-redução, temos que:

\triangle G = - n F E

e

\triangle G^{0} = - n F E^{0}


Assim, para uma reação redox, temos:

 - nFE = - nFE^0 + RT \ln Q

ou

 E = E^0 - \frac{RT}{nF} \ln Q


Sendo:

R = 8,315 J K-1 mol-1;
T = 298,2 K (25 °C);
F = 96485 C mol-1


Substituindo na equação acima os valores de R, T e F, tem-se:

 E = E^0 - \frac{0,0257}{n} \ln Q


De forma alternativa, esta equação pode ser escrita em termos de logarítmo decimal:

 E = E^0 - \frac{0,0592}{n} \log Q


Nessa equação, o significado de seus componentes é o seguinte: é a força eletromotriz ou potencial normal da pilha correspondente (que se obtém a partir dos potenciais normais dos eletrodos); R é a constante universal dos gases; T é a temperatura em escala absoluta; F é a carga elétrica de um mol de elétrons; n é o número de elétrons transferidos; Q é o quociente de reação. Esse quociente é o produto das concentrações das espécies ativas do segundo membro da reação de oxi-redução, elevadas a seus respectivos coeficientes estequiométricos (coeficientes que precedem as fórmulas na equação química equilibrada), e seu denominador é o produto análogo das concentrações dos reagentes.

Potenciais-padrão e constantes de equilíbrio[editar | editar código-fonte]

Quando um sistema atinge o equilíbrio, a energia livre dos produtos é igual à energia livre dos reagentes, ou seja, ΔG = 0. Quando este sistema pertence a uma célula galvânica, a célula não produz tensão, ou seja, "E" da célula é zero, pois não existe reação ocorrendo em nenhum dos sentidos. No equilíbrio, a expressão Q da lei de ação das massas passa a ser igual a K. Sendo assim, nestas condições, a equação de Nernst passa a ser escrita como:


 0 = E^0 - \frac{R T}{n F} \ln K

ou

 E^0 = \frac{R T}{n F} \ln K


Que a 25 °C, fica:

 E^0 = \frac{0,0257}{n} \ln K

ou

 E^0 = \frac{0,0592}{n} \log K


Em qualquer uma destas formas, torna-se possível calcular E0 a partir de K, ou vice versa.

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

  • RUSSELL, J. B. A equação de Nernst. In: ______. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron books e Mcgraw Hill, 1994. v. 2, cap. 18, p. 905-908. :)